Пособие-репетитор по химии
Продолжение. Cм. в № 22/2005;
1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3, 10/2009
ЗАНЯТИЕ 30
10-й класс (первый год обучения)
Сера и ее соединения
1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.
2. Происхождение названия.
3. Физические свойства.
4. Химические свойства.
5. Нахождение в природе.
6. Основные методы получения.
7. Важнейшие соединения серы (сероводород, сероводородная кислота и ее соли; сернистый газ, сернистая кислота и ее соли; триоксид серы, серная кислота и ее соли).
В периодической системе сера находится в главной подгруппе VI группы (подгруппа халькогенов). Электронная формула серы 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 4 , это р -элемент. В зависимости от состояния сера может проявлять валентность II, IV или VI:
S: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 0 (валентность II),
S * : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 1 (валентность IV),
S ** : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 (валентность VI).
Характерные степени окисления серы –2, +2, +4, +6 (в дисульфидах, содержащих мостиковую связь –S–S– (например, FeS 2), степень окисления серы равна –1); в соединениях входит в состав анионов, с более электроотрицательными элементами – в состав катионов, например:
Сера – элемент с высокой электроотрицательностью, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Имеет четыре стабильных изотопа с массовыми числами 32, 33, 34 и 36. Природная сера на 95 % состоит из изотопа 32 S.
Русское название серы произошло от санскритского слова cira – светло-желтый, по цвету природной серы. Латинское название sulfur переводится как «горючий порошок». 1
Ф и з и ч е с к и е с в о й с т в а
Сера образует три аллотропные модификации : ромбическая (-сера), моноклинная (-сера) и пластическая , или каучукоподобная. Наиболее устойчива при обычных условиях ромбическая сера, а выше 95,5 °С стабильна моноклинная сера. Обе эти аллотропные модификации имеют молекулярную кристаллическую решетку, построенную из молекул состава S 8 , расположенных в пространстве в виде короны; атомы соединены одинарными ковалентными связями. Различие ромбической и моноклинной серы состоит в том, что в кристаллической решетке молекулы упакованы по-разному.
Если ромбическую или моноклинную серу нагреть до точки кипения (444,6 °С) и полученную жидкость вылить в холодную воду, то образуется пластическая сера, по свойствам напоминающая резину. Пластическая сера состоит из длинных зигзагообразных цепей. Эта аллотропная модификация неустойчива и самопроизвольно превращается в одну из кристаллических форм.
Ромбическая сера – твердое кристаллическое вещество желтого цвета; в воде не растворяется (и не смачивается), но хорошо растворяется во многих органических растворителях (сероуглерод, бензол и т.д.). Сера обладает очень плохой электро- и теплопроводностью. Температура плавления ромбической серы +112,8 °С, при температуре 95,5 °С ромбическая сера переходит в моноклинную:
Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а
По своим химическим свойствам сера является типичным активным неметаллом. В реакциях может быть как окислителем, так и восстановителем.
Металлы (+):
2Na + S = Na 2 S,
2Al + 3S Al 2 S 3 ,
Неметаллы (+/–)*:
2P + 3S P 2 S 3 ,
S + Cl 2 = SCl 2 ,
S + 3F 2 = SF 6 ,
S + N 2 реакция не идет.
Н 2 О (–). сера не смачивается водой.
Основные оксиды (–).
Кислотные оксиды (–).
Основания (+/–):
S + Cu(OH) 2 реакция не идет.
Кислоты (не окислители) (–).
Кислоты-окислители (+):
S + 2H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O,
S + 2HNO 3 (разб.) = H 2 SO 4 + 2NO,
S + 6HNO 3 (конц.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O.
В п р и р о д е сера встречается как в самородном состоянии, так и в виде соединений, важнейшими из которых являются пирит, он же железный, или серный, колчедан (FeS 2), цинковая обманка (ZnS), свинцовый блеск (PbS), гипс (CaSO 4 2H 2 O), глауберова соль (Na 2 SO 4 10H 2 O), горькая соль (MgSO 4 7H 2 O). Кроме того, сера входит в состав каменного угля, нефти, а также в различные живые организмы (в составе аминокислот). В организме человека сера концентрируется в волосах.
В л а б о р а т о р н ы х у с л о в и я х серу можно получить, используя окислительно-восстановительные реакции (ОВР), например:
H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O,
2H 2 S + O 2 2S + 2H 2 O.
В а ж н е й ш и е с о е д и н е н и я с е р ы
Сероводород (H 2 S) – бесцветный газ с удушающим неприятным запахом тухлых яиц, ядовит (соединяется с гемоглобином крови, образуя сульфид железа). Тяжелее воздуха, малорастворим в воде (2,5 объема сероводорода в 1 объеме воды). Связи в молекуле ковалентные полярные, sp 3 -гибридизация, молекула имеет угловое строение:
В химическом отношении сероводород достаточно активен. Он термически неустойчив; легко сгорает в атмосфере кислорода или на воздухе; легко окисляется галогенами, диоксидом серы или хлоридом железа(III); при нагревании взаимодействует с некоторыми металлами и их оксидами, образуя сульфиды:
2H 2 S + O 2 2S + 2H 2 O,
2H 2 S + 3O 2 2SO 2 + 2H 2 O,
H 2 S + Br 2 = 2HBr + S,
2H 2 S + SO 2 3S + 2H 2 O,
2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl,
H 2 S + Zn ZnS + H 2 ,
H 2 S + CaO CaS + H 2 O.
В лабораторных условиях сероводород получают действием на сульфиды железа или цинка сильных минеральных кислот или необратимым гидролизом сульфида алюминия:
ZnS + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 S,
Аl 2 SO 3 + 6HOH 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.
Раствор сероводорода в воде – сероводородная вода, или сероводородная кислота . Слабый электролит, по второй ступени практически не диссоциирует. Как двухосновная кислота образует два типа солей – сульфиды и гидросульфиды :
например, Na 2 S – сульфид натрия, NaHS – гидросульфид натрия.
Сероводородная кислота проявляет все общие свойства кислот. Кроме того, сероводород, сероводородная кислота и ее соли проявляют сильную восстановительную способность. Например:
H 2 S + Zn = ZnS + H 2 ,
H 2 S + CuO = CuS + H 2 O,
Качественной реакцией на сульфид-ион является взаимодействие с растворимыми солями свинца; при этом выпадает осадок сульфида свинца черного цвета:
Pb 2+ + S 2– -> PbS,
Pb(NO 3) 2 + Na 2 S = PbS + 2NaNO 3 .
Оксид серы(IV) SO 2 – сернистый газ, сернистый ангидрид – бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Кислотный оксид. Связи в молекуле ковалентные полярные, sp 2 -гибридизация. Тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (в одном объеме воды – до 80 объемов SO 2), образует при растворении сернистую кислоту , существующую только в растворе:
H 2 O + SO 2 H 2 SO 3 .
По кислотно-основным свойствам сернистый газ проявляет свойства типичного кислотного оксида, сернистая кислота также проявляет все типичные свойства кислот:
SO 2 + CaO CaSO 3 ,
H 2 SO 3 + Zn = ZnSO 3 + H 2 ,
H 2 SO 3 + CaO = CaSO 3 + H 2 O.
По окислительно-восстановительным свойствам сернистый газ, сернистая кислота и сульфиты могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность (с преобладанием восстановительных свойств). С более сильными восстановителями соединения серы(IV) ведут себя как окислители:
С более сильными окислителями они проявляют восстановительные свойства:
В промышленности диоксид серы получают:
При горении серы:
Обжигом пирита и других сульфидов:
4FeS 2 + 11O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ,
2ZnS + 3O 2 2ZnO + 2SO 2 .
К лабораторным методам получения относятся:
Действие сильных кислот на сульфиты:
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + H 2 O;
Взаимодействие концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = СuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.
Качественные реакции на сульфит-ион – обесцвечивание «йодной воды» или действие сильных минеральных кислот:
Na 2 SO 3 + I 2 + 2NaOH = 2NaI + Na 2 SO 4 + H 2 O,
Ca 2 SO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + SO 2 .
Оксид серы(VI) SO 3 – триоксид серы, или серный ангидрид , – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 °С превращается в белую кристаллическую массу. Ядовит. Существует в виде полимеров (мономерные молекулы существуют только в газовой фазе), связи в молекуле ковалентные полярные, sp 2 -гибридизация. Гигроскопичен, термически неустойчив. С водой реагирует с сильным экзо-эффектом. Реагирует с безводной серной кислотой, образуя олеум . Образуется при окислении сернистого газа:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q ,
n n SO 3 .
По кислотно-основным свойствам является типичным кислотным оксидом:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,
SO 3 + CaO = CaSO 4 ,
По окислительно-восстановительным свойствам выступает сильным окислителем, обычно восстанавливаясь до SO 2 или сульфитов:
В чистом виде практического значения не имеет, является промежуточным продуктом при производстве серной кислоты.
Серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха. Хорошо растворима в воде (с большим экзо-эффектом). Гигроскопична, ядовита, вызывает сильные ожоги кожи. Является сильным электролитом. Серная кислота образует два типа солей: сульфаты и гидросульфаты , которые проявляют все общие свойства солей. Сульфаты активных металлов термически устойчивы, а сульфаты других металлов разлагаются даже при небольшом нагревании:
Na 2 SO 4 не разлагается,
ZnSO 4 ZnO + SO 3 ,
4FeSO 4 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2 ,
Ag 2 SO 4 2Ag + SO 2 + O 2 ,
HgSO 4 Hg + SO 2 + O 2 .
Раствор с массовой долей серной кислоты ниже 70 % обычно считается разбавленным; выше 70 % – концентрированным; раствор SO 3 в безводной серной кислоте называется олеум (концентрация триоксида серы в олеуме может достигать 65 %).
Разбавленная серная кислота проявляет все свойства, характерные для сильных кислот:
Н 2 SO 4 2H + + SO 4 2– ,
Н 2 SO 4 + Zn = ZnSO 4 + Н 2 ,
Н 2 SO 4 (разб.) + Cu реакция не идет,
Н 2 SO 4 + CaO = CaSO 4 + H 2 O,
CaCO 3 + Н 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O + CO 2 .
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы, а также некоторые органические вещества. Не окисляются под действием концентрированной серной кислоты железо, золото и металлы платиновой группы (правда, железо хорошо растворяется при нагревании в умеренно концентрированной серной кислоте с массовой долей 70 %). При взаимодействии концентрированной серной кислоты с другими металлами образуются сульфаты и продукты восстановления серной кислоты.
2Н 2 SO 4 (конц.) + Cu = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,
5Н 2 SO 4 (конц.) + 8Na = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O,
Н 2 SO 4 (конц.) пассивирует Fe, Al.
При взаимодействии с неметаллами концентрированная серная кислота восстанавливается до SO 2:
5Н 2 SO 4 (конц.) + 2Р = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O,
2Н 2 SO 4 (конц.) + C = 2H 2 O + CO 2 + 2SO 2 .
Контактный метод получения серной кислоты состоит из трех стадий:
1) обжиг пирита:
4FeS 2 + 11O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ;
2) окисление SO 2 в SO 3 в присутствии катализатора – оксида ванадия:
3) растворение SO 3 в серной кислоте с получением олеума:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q ,
n SO 3 + H 2 SO 4 (конц.) = H 2 SO 4 n SO 3 .
Качественная реакция на сульфат-ион – взаимодействие с катионом бария, в результате чего выпадает белый осадок BaSO 4 .
Ba 2+ + SO 4 2– -> BaSO 4 ,
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl.
Тест по теме «Сера и ее соединения»
1. Сера и кислород – это:
а) хорошие проводники электричества;
б) относятся к подгруппе халькогенов;
в) хорошо растворимы в воде;
г) имеют аллотропные модификации.
2. В результате реакции серной кислоты с медью можно получить:
а) водород; б) серу;
в) сернистый газ; г) сероводород.
3. Сероводород – это:
а) ядовитый газ;
б) сильный окислитель;
в) типичный восстановитель;
г) один из аллотропов серы.
4. Массовая доля (в %) кислорода в серном ангидриде равна:
а) 50; б) 60; в) 40; г) 94.
5. Оксид серы(IV) является ангидридом:
а) серной кислоты;
б) сернистой кислоты;
в) сероводородной кислоты;
г) тиосерной кислоты.
6. На сколько процентов уменьшится масса гидросульфита калия после прокаливания?
в) гидросульфит калия термически устойчив;
7. Сместить равновесие в сторону прямой реакции окисления сернистого газа в серный ангидрид можно:
а) используя катализатор;
б) увеличивая давление;
в) уменьшая давление;
г) понижая концентрацию оксида серы(VI).
8. При приготовлении раствора серной кислоты необходимо:
а) наливать кислоту в воду;
б) наливать воду в кислоту;
в) порядок приливания не имеет значения;
г) серная кислота не растворяется в воде.
9. Какую массу (в г) декагидрата сульфата натрия необходимо добавить к 100 мл 8%-го раствора сульфата натрия (плотность равна 1,07 г/мл), чтобы удвоить массовую долю соли в растворе?
а) 100; б) 1,07; в) 30,5; г) 22,4.
10. Для определения сульфит-иона в качественном анализе можно использовать:
а) катионы свинца;
б) «йодную воду»;
в) раствор марганцовки;
г) сильные минеральные кислоты.
Ключ к тесту
| б, г | в | а, в | б | б | г | б, г | а | в | б, г |
Задачи и упражнения на серу и ее соединения
Ц е п о ч к и п р е в р а щ е н и й
1. Сера -> сульфид железа(II) -> сероводород -> сернистый газ -> триоксид серы > серная кислота > оксид серы(IV).
3. Серная кислота -> сернистый газ -> сера -> диоксид серы -> триоксид серы -> серная кислота.
4. Сернистый ангидрид -> сульфит натрия -> гидросульфит натрия -> сульфит натрия -> сульфат натрия.
5. Пирит -> сернистый газ -> серный ангидрид -> серная кислота -> оксид серы(IV) -> сульфит калия -> сернистый ангидрид.
6. Пирит > сернистый газ -> сульфит натрия -> сульфат натрия -> сульфат бария -> сульфид бария.
7. Сульфид натрия -> А -> В -> С -> D -> сульфат бария (все вещества содержат серу; первая, вторая и четвертая реакции – ОВР).
| У р о в е н ь А |
1. Через раствор, содержащий 5 г едкого натра, пропустили 6,5 л сероводорода. Определите состав полученного раствора.
Ответ. 7 г NaHS, 5,61 г H 2 S.
2. Какую массу глауберовой соли необходимо добавить к 100 мл 8%-го раствора сульфата натрия (плотность раствора равна 1,07 г/мл), чтобы удвоить массовую долю вещества в растворе?
Ответ. 30,5 г Na 2 SO 4 10H 2 O.
3. К 40 г 12%-го раствора серной кислоты добавили 4 г серного ангидрида. Вычислите массовую долю вещества в образовавшемся растворе.
Ответ. 22 % H 2 SO 4 .
4. Смесь сульфида железа(II) и пирита, массой 20,8 г, подвергли длительному обжигу, при этом образовалось 6,72 л газообразного продукта (н.у.). Определите массу твердого остатка, образовавшегося при обжиге.
Ответ. 16 г Fe 2 O 3 .
5. Имеется смесь меди, углерода и оксида железа(III) с молярным соотношением компонентов 4:2:1 (в порядке перечисления). Какой объем 96%-й серной кислоты (плотность равна 1,84 г/мл) нужен для полного растворения при нагревании 2,2 г такой смеси?
Ответ. 4,16 мл раствора H 2 SO 4 .
6. Для окисления 3,12 г гидросульфита щелочного металла потребовалось добавить 50 мл раствора, в котором молярные концентрации дихромата натрия и серной кислоты равны 0,2 моль/л и 0,5 моль/л соответственно. Установите состав и массу остатка, который получится при выпаривании раствора после реакции.
Ответ . 7,47 г смеси сульфатов хрома (3,92 г) и натрия (3,55 г).
| У р о в е н ь Б |
(задачи на олеум)
1. Какую массу триоксида серы надо растворить в 100 г 91%-го раствора серной кислоты, чтобы получить 30%-й олеум?
Решение
По условию задачи:
m (H 2 SO 4) = 100 0,91 = 91 г,
m (H 2 O) = 100 0,09 = 9 г,
(H 2 O) = 9/18 = 0,5 моль.
Часть добавленного SO 3 (m 1) пойдет на реакцию с H 2 O:
H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4 .
По уравнению реакции:
(SO 3) = (H 2 O) = 0,5 моль.
m 1 (SO 3) = 0,5 80 = 40 г.
Вторая часть SO 3 (m 2) пойдет на создание концентрации олеума. Выразим массовую долю олеума:
m 2 (SO 3) = 60 г.
Суммарная масса триоксида серы:
m (SO 3) = m 1 (SO 3) + m 2 (SO 3) = 40 + 60 = 100 г.
Ответ . 100 г SO 3 .
2. Какую массу пирита необходимо взять для получения такого количества оксида серы(VI), чтобы, растворив его в 54,95 мл 91%-го раствора серной кислоты (плотность равна 1,82 г/см 3), получить 12,5%-й олеум? Выход серного ангидрида считать за 75 %.
Ответ . 60 г FeS 2 .
3. На нейтрализацию 34,5 г олеума расходуется 74,5 мл 40%-го раствора гидроксида калия (плотность равна 1,41 г/мл). Сколько молей серного ангидрида приходится на 1 моль серной кислоты в этом олеуме?
Ответ . 0,5 моль SO 3 .
4. При добавлении оксида серы(VI) к 300 г 82%-го раствора серной кислоты получен олеум с массовой долей триоксида серы 10%. Найдите массу использованного серного ангидрида.
Ответ . 300 г SO 3 .
5. При добавлении 400 г триоксида серы к 720 г водного раствора серной кислоты получен олеум с массовой долей 7,14 %. Найдите массовую долю серной кислоты в исходном растворе.
Ответ . 90 % H 2 SO 4 .
6. Найдите массу 64%-го раствора серной кислоты, если при добавлении к этому раствору 100 г триоксида серы получается олеум, содержащий 20 % триоксида серы.
Ответ . 44,4 г раствора H 2 SO 4 .
7. Какие массы триоксида серы и 91%-го раствора серной кислоты необходимо смешать для получения 1 кг 20%-го олеума?
Ответ . 428,6 г SO 3 и 571,4 г раствора H 2 SO 4 .
8. К 400 г олеума, содержащего 20 % триоксида серы, добавили 100 г 91%-го раствора серной кислоты. Найдите массовую долю серной кислоты в полученном растворе.
Ответ . 92 % H 2 SO 4 в олеуме.
9. Найдите массовую долю серной кислоты в растворе, полученном при смешивании 200 г 20%-го олеума и 200 г 10%-го раствора серной кислоты.
Ответ . 57,25 % H 2 SO 4 .
10. Какую массу 50%-го раствора серной кислоты необходимо добавить к 400 г 10%-го олеума для получения 80%-го раствора серной кислоты?
Ответ . 296,67 г 50%-го раствора H 2 SO 4 .
Ответ . 114,83 г олеума.
К а ч е с т в е н н ы е з а д а ч и
1. Бесцветный газ А с резким характерным запахом окисляется кислородом в присутствии катализатора в соединение В, представляющее собой летучую жидкость. Вещество В, соединяясь с негашеной известью, образует соль С. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.
Ответ . Вещества: А – SO 2 , B – SO 3 , C – CaSO 4 .
2. При нагревании раствора соли А образуется осадок В. Этот же осадок образуется при действии щелочи на раствор соли А. При действии кислоты на соль А выделяется газ С, обесцвечивающий раствор перманганата калия. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.
Ответ . Вещества: А – Ca(HSO 3) 2 , B – CaSO 3 , C – SO 2 .
3. При окислении газа А концентрированной серной кислотой образуется простое вещество В, сложное вещество С и вода. Растворы веществ А и С реагируют между собой с образованием осадка вещества В. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.
Ответ . Вещества: А – H 2 S, B – S, C – SO 2 .
4. В реакции соединения двух жидких при обычной температуре оксидов А и В образуется вещество С, концентрированный раствор которого обугливает сахарозу. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.
Ответ . Вещества: А – SO 3 , B – H 2 O, C – H 2 SO 4 .
5. В вашем распоряжении имеются сульфид железа(II), сульфид алюминия и водные растворы гидроксида бария и хлороводорода. Получите из этих веществ семь различных солей (без использования ОВР).
Ответ . Соли: AlCl 3 , BaS, FeCl 2 , BaCl 2 , Ba(OH)Cl, Al(OH)Cl 2 , Al(OH) 2 Cl.
6. При действии концентрированной серной кислоты на бромиды выделяется сернистый газ, а на йодиды – сероводород. Напишите уравнения реакций. Объясните разницу в характере продуктов в этих случаях.
Ответ . Уравнения реакций:
2H 2 SO 4 (конц.) + 2NaBr = SO 2 + Br 2 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
5H 2 SO 4 (конц.) + 8NaI = H 2 S + 4I 2 + 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O.
1 См.: Лидин Р.А. «Справочник по общей и неорганической химии». М.: Просвещение, 1997.
* Знак +/– означает, что данная реакция протекает не со всеми реагентами или в специфических условиях.
Продолжение следует
Сера – элемент 3‑го периода и VIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 16, относится к халькогенам. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 4 , характерные степени окисления 0, ‑II, +IV и +VI, состояние S VI считается устойчивым.
Шкала степеней окисления серы:
Электроотрицательность серы равна 2,60, для нее характерны неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных анионов, образует кислородсодержащие кислоты и их соли, бинарные соединения.
В природе – пятнадцатый по химической распространенности элемент (седьмой среди неметаллов). Встречается в свободном (самородном) и связанном виде. Жизненно важный элемент для высших организмов.
Сера S. Простое вещество. Желтая кристаллическая (α‑ромбическая и β‑моноклинная,
при 95,5 °C) или аморфная (пластическая). В узлах кристаллической решетки находятся молекулы S 8 (неплоские циклы типа «корона»), аморфная сера состоит из цепей S n . Низкоплавкое вещество, вязкость жидкости проходит через максимум при 200 °C (разрыв молекул S 8 , переплетение цепей S n). В паре – молекулы S 8 , S 6 , S 4 , S 2 . При 1500 °C появляется одноатомная сера (в химических уравнениях для простоты любая сера изображается как S).
Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагирует с ней, хорошо растворима в сероуглероде CS 2 .
Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой активностью при нагревании. Реагирует как окислитель с металлами и неметаллами:
а как восстановитель – с фтором, кислородом и кислотами (при кипячении):
Сера подвергается дисмутации в растворах щелочей:
3S 0 + 6КОН (конц.) = 2K 2 S ‑II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O
При высокой температуре (400 °C) сера вытесняет иод из иодоводорода:
S + 2НI (г) = I 2 + H 2 S,
но в растворе реакция идет в обратную сторону:
I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓
Получение : в промышленности выплавляется из природных залежей самородной серы (с помощью водяного пара), выделяется при десульфурации продуктов газификации угля.
Сера применяется для синтеза сероуглерода, серной кислоты, сернистых (кубовых) красителей, при вулканизации каучука, как средство защиты растений от мучнистой росы, для лечения кожных заболеваний.
Сероводород H 2 S. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с удушающим запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [::S(H) 2 ]
(sp 3 ‑гибридизация, валетный угол Н – S–Н далек от тетраэдрического). Неустойчив при нагревании выше 400 °C. Малорастворим в воде (2,6 л/1 л Н 2 O при 20 °C), насыщенный раствор децимолярный (0,1М, «сероводородная вода»). Очень слабая кислота в растворе, практически не диссоциирует по второй стадии до ионов S 2‑ (максимальная концентрация S 2‑ равна 1 10 ‑13 моль/л). При стоянии на воздухе раствор мутнеет (ингибитор – сахароза). Нейтрализуется щелочами, не полностью – гидратом аммиака. Сильный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Сульфидирующий агент, осаждает из раствора разноокрашенные сульфиды с очень малой растворимостью.
Качественные реакции – осаждение сульфидов, а также неполное сгорание H 2 S с образованием желтого налета серы на внесенном в пламя холодном предмете (фарфоровый шпатель). Побочный продукт очистки нефти, природного и коксового газа.
Применяется в производстве серы, неорганических и органических серосодержащих соединений как аналитический реагент. Чрезвычайно ядовит. Уравнения важнейших реакций:
Получение : в промышленности – прямым синтезом:
Н 2 + S = H 2 S (150–200 °C)
или при нагревании серы с парафином;
в лаборатории – вытеснением из сульфидов сильными кислотами
FeS + 2НCl (конц.) = FeCl 2 + H 2 S
или полным гидролизом бинарных соединений:
Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S
Сульфид натрия Na 2 S. Бескислородная соль. Белый, очень гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. При стоянии на воздухе раствор мутнеет (коллоидная сера) и желтеет (окраска полисульфида). Типичный восстановитель. Присоединяет серу. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественные реакции на ион S 2‑ – осаждение разноокрашенных сульфидов металлов, из которых MnS, FeS, ZnS разлагаются в НCl (разб.).
Применяется в производстве сернистых красителей и целлюлозы, для удаления волосяного покрова шкур при дублении кож, как реагент в аналитической химии.
Уравнения важнейших реакций:
Na 2 S + 2НCl (разб.) = 2NaCl + H 2 S
Na 2 S + 3H 2 SO 4 (конц.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (до 50 °C)
Na 2 S + 4HNO 3 (конц.) = 2NO + S↓ + 2H 2 O + 2NaNO 3 (60 °C)
Na 2 S + H 2 S (насыщ.) = 2NaHS
Na 2 S (т) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (выше 400 °C)
Na 2 S + 4H 2 O 2 (конц.) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O
S 2‑ + M 2+ = MnS (телесн.)↓; FeS (черн.)↓; ZnS (бел.)↓
S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (черн.)↓
S 2‑ + M 2+ = СdS (желт.)↓; PbS, CuS, HgS (черные)↓
3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (кор. – черн.)↓
3S 2‑ + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S + 2M(OH) 3 ↓ (M = Al, Cr)
Получение в промышленности – прокаливание минерала мирабилит Na 2 SO 4 10Н 2 O в присутствии восстановителей:
Na 2 SO 4 + 4Н 2 = Na 2 S + 4Н 2 O (500 °C, кат. Fe 2 O 3)
Na 2 SO 4 + 4С (кокс) = Na 2 S + 4СО (800–1000 °C)
Na 2 SO 4 + 4СО = Na 2 S + 4СO 2 (600–700 °C)
Сульфид алюминия Al 2 S 3 . Бескислородная соль. Белый, связь Al – S преимущественно ковалентная. Плавится без разложения под избыточным давлением N 2 , легко возгоняется. Окисляется на воздухе при прокаливании. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из раствора. Разлагается сильными кислотами. Применяется как твердый источник чистого сероводорода. Уравнения важнейших реакций:
Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S (чистый)
Al 2 S 3 + 6НCl (разб.) = 2AlCl 3 + 3H 2 S
Al 2 S 3 + 24HNO 3 (конц.) = Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 °C)
2Al 2 S 3 + 9O 2 (воздух) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)
Получение : взаимодействие алюминия с расплавленной серой в отсутствие кислорода и влаги:
2Al + 3S = AL 2 S 3 (150–200 °C)
Сульфид железа (II) FeS. Бескислородная соль. Черно‑серый с зеленым оттенком, 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.
Соединение железа(III) состава Fe 2 S 3 не известно (не получено).
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
Fe + S = FeS (600 °C)
Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9FeS + 3H 2 O (700‑1000 °C)
FeCl 2 + 2NH 4 HS (изб.) = FeS ↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S
Дисульфид железа FeS 2 . Бинарное соединение. Имеет ионное строение Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . Темно‑желтый, термически устойчивый, при прокаливании разлагается. Нерастворим в воде, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Разлагается кислотами‑окислителями, подвергается обжигу на воздухе. Применяется как сырье в производстве чугуна, серы и серной кислоты, катализатор в органическом синтезе. В природе – рудные минералы пирит и марказит.
Уравнения важнейших реакций:
FeS 2 = FeS + S (выше 1170 °C, вакуум)
2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (конц., гор.) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14Н 2 O
FeS 2 + 18HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O
4FeS 2 + 11O 2 (воздух) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, обжиг)
Гидросульфид аммония NH 4 HS. Бескислородная кислая соль. Белый, плавится под избыточным давлением. Весьма летучий, термически неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по катиону и аниону (преобладает), создает щелочную среду. Раствор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами, в насыщенном растворе присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется, средняя соль (NH 4) 2 S не существует в растворе (условия получения средней соли см. в рубрике «H 2 S»). Применяется в качестве компонента фотопроявителей, как аналитический реагент (осадитель сульфидов).
Уравнения важнейших реакций:
NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (выше 20 °C)
NH 4 HS + НCl (разб.) = NH 4 Cl + H 2 S
NH 4 HS + 3HNO 3 (конц.) = S↓ + 2NO 2 + NH 4 NO 3 + 2H 2 O
2NH 4 HS (насыщ. H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓
Получение : насыщение концентрированного раствора NH 3 сероводородом:
NH 3 Н 2 O (конц.) + H 2 S (г) = NH 4 HS + Н 2 O
В аналитической химии раствор, содержащий равные количества NH 4 HS и NH 3 Н 2 O, условно считают раствором (NH 4) 2 S и используют формулу средней соли в записи уравнений реакций, хотя сульфид аммония полностью гидролизуется в воде до NH 4 HS и NH 3 Н 2 O.
Диоксид серы. Сульфиты
Диоксид серы SO 2 . Кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: S(O) 2 ] (sр 2 ‑гибридизация), содержит σ,π‑связи S=O. Легко сжижается, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (~40 л/1 л Н 2 O при 20 °C). Образует полигидрат, обладающий свойствами слабой кислоты, продукты диссоциации – ионы HSO 3 ‑ и SO 3 2‑ . Ион HSO 3 ‑ имеет две таутомерные формы – симметричную (некислотную) со строением тетраэдра (sр 3 ‑гибридизация), которая преобладает в смеси, и несимметричную (кислотную) со строением незавершенного тетраэдра [: S(O) 2 (OH)] (sр 3 ‑гибридизация). Ион SO 3 2‑ также тетраэдрический [: S(O) 3 ].
Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель, слабый окислитель.
Качественная реакция – обесцвечивание желто‑коричневой «йодной воды». Промежуточный продукт в производстве сульфитов и серной кислоты.
Применяется для отбеливания шерсти, шелка и соломы, консервирования и хранения фруктов, как дезинфицирующее средство, антиоксидант, хладагент. Ядовит.
Соединение состава H 2 SO 3 (сернистая кислота) не известно (не существует).
Уравнения важнейших реакций:
Растворение в воде и кислотные свойства:
Получение : в промышленности – сжигание серы в воздухе, обогащенном кислородом, и, в меньшей степени, обжиг сульфидных руд (SO 2 – попутный газ при обжиге пирита):
S + O 2 = SO 2 (280–360 °C)
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 (800 °C, обжиг)
в лаборатории – вытеснение серной кислотой из сульфитов:
BaSO 3(т) + H 2 SO 4 (конц.) = BaSO 4 ↓ + SO 2 + Н 2 O
Сульфит натрия Na 2 SO 3 . Оксосоль. Белый. При нагревании на воздухе разлагается без плавления, плавится под избыточным давлением аргона. Во влажном состоянии и в растворе чувствителен к кислороду воздуха. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель.
Качественная реакция на ион SO 3 2‑ – образование белого осадка сульфита бария, который переводится в раствор сильными кислотами (НCl, HNO 3).
Применяется как реактив в аналитической химии, компонент фотографических растворов, нейтрализатор хлора при отбеливании тканей.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
Na 2 CO 3 (конц.) + SO 2 = Na 2 SO 3 + CO 2
Серная кислота. Сульфаты
Серная кислота H 2 SO 4 . Оксокислота. Бесцветная жидкость, очень вязкая (маслообразная), весьма гигроскопичная. Молекула имеет искаженно‑тетраэдрическое строение (sр 3 ‑гибридизация), содержит ковалентные σ‑связи S – ОН и σπ‑связи S=O. Ион SO 4 2‑ имеет правильно‑тетраэдрическое строение . Обладает широким температурным интервалом жидкого состояния (~300 градусов). При нагревании выше 296 °C частично разлагается. Перегоняется в виде азеотропной смеси с водой (массовая доля кислоты 98,3 %, температура кипения 296–340 °C), при более сильном нагревании разлагается полностью. Неограниченно смешивается с водой (с сильным экзо ‑эффектом). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Переводит металлы в сульфаты (при избытке концентрированной кислоты в обычных условиях образуются растворимые гидросульфаты), но металлы Be, Bi, Со, Fe, Mg и Nb пассивируются в концентрированной кислоте и не реагируют с ней. Реагирует с основными оксидами и гидроксидами, разлагает соли слабых кислот. Слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н I), сильный – в концентрированном растворе (за счет S VI). Хорошо растворяет SO 3 и реагирует с ним (образуется тяжелая маслообразная жидкость – олеум, содержит H 2 S 2 O 7).
Качественная реакция на ион SO 4 2‑ – осаждение белого сульфата бария BaSO 4 (осадок не переводится в раствор соляной и азотной кислотами, в отличие от белого осадка BaSO 3).
Применяется в производстве сульфатов и других соединений серы, минеральных удобрений, взрывчатых веществ, красителей и лекарственных препаратов, в органическом синтезе, для «вскрытия» (первого этапа переработки) промышленно важных руд и минералов, при очистке нефтепродуктов, электролизе воды, как электролит свинцовых аккумуляторов. Ядовита, вызывает ожоги кожи. Уравнения важнейших реакций:
Получение в промышленности :
а) синтез SO 2 из серы, сульфидных руд, сероводорода и сульфатных руд:
S + O 2 (воздух) = SO 2 (280–360 °C)
4FeS 2 + 11O 2 (воздух) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, обжиг)
2H 2 S + 3O 2 (изб.) = 2SO 2 + 2Н 2 O (250–300 °C)
CaSO 4 + С (кокс) = СаО + SO 2 + СО (1300–1500 °C)
б) конверсия SO 2 в SO 3 в контактном аппарате:
в) синтез концентрированной и безводной серной кислоты:
Н 2 O (разб. H 2 SO 4) + SO 3 =H 2 SO 4 (конц., безводн.)
(поглощение SO 3 чистой водой с получением H 2 SO 4 не проводится из‑за сильного разогревания смеси и обратного разложения H 2 SO 4 , см. выше);
г) синтез олеума – смеси безводной H 2 SO 4 , дисерной кислоты H 2 S 2 O 7 и избыточного SO 3 . Растворенный SO 3 гарантирует безводность олеума (при попадании воды тут же образуется H 2 SO 4), что позволяет безопасно перевозить его в стальных цистернах.
Сульфат натрия Na 2 SO 4 . Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Образует кристаллогидрат (минерал мирабилит), легко теряющий воду; техническое название глауберова соль. Хорошо растворим в воде, не гидролизуется. Реагирует с H 2 SO 4 (конц.), SO 3 . Восстанавливается водородом, коксом при нагревании. Вступает в реакции ионного обмена.
Применяется в производстве стекла, целлюлозы и минеральных красок, как лекарственное средство. Содержится в рапе соляных озер, в частности в заливе Кара‑Богаз‑Гол Каспийского моря.
Уравнения важнейших реакций:
Гидросульфат калия KHSO 4 . Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный, но кристаллогидратов не образует. При нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворим в воде, в растворе анион подвергается диссоциации, среда раствора сильнокислотная. Нейтрализуется щелочами.
Применяется как компонент флюсов в металлургии, составная часть минеральных удобрений.
Уравнения важнейших реакций:
2KHSO 4 = K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (до 240 °C)
2KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + Н 2 O (320–340 °C)
KHSO 4 (разб.) + КОН (конц.) = K 2 SO 4 + Н 2 O KHSO 4 + КCl = K 2 SO 4 + НCl (450–700 °C)
6KHSO 4 + М 2 O 3 = 2KM(SO 4) 2 + 2K 2 SO 4 + 3H 2 O (350–500 °C, M = Al, Cr)
Получение : обработка сульфата калия концентрированной (более чем 6O%‑ной) серной кислотой на холоду:
K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (конц.) = 2KHSO 4
Сульфат кальция CaSO 4 . Оксосоль. Белый, весьма гигроскопичный, тугоплавкий, при прокаливании разлагается. Природный CaSO 4 встречается в виде очень распространенного минерала гипс CaSO 4 2Н 2 O. При 130 °C гипс теряет часть воды и переходит в жжёный (штукатурный) гипс 2CaSO 4 Н 2 O (техническое название алебастр). Полностью обезвоженный (200 °C) гипс отвечает минералу ангидрит CaSO 4 . Малорастворим в воде (0,206 г/100 г Н 2 O при 20 °C), растворимость уменьшается при нагревании. Реагирует с H 2 SO 4 (конц.). Восстанавливается коксом при сплавлении. Определяет большую часть «постоянной» жесткости пресной воды (подробнее см. 9.2).
Уравнения важнейших реакций: 100–128 °C
Применяется как сырье в производстве SO 2 , H 2 SO 4 и (NH 4) 2 SO 4 , как флюс в металлургии, наполнитель бумаги. Приготовленный из жженого гипса вяжущий строительный раствор «схватывается» быстрее, чем смесь на основе Са(ОН) 2 . Затвердевание обеспечивается связыванием воды, образованием гипса в виде каменной массы. Используется жженый гипс для изготовления гипсовых слепков, архитектурно‑декоративных форм и изделий, перегородочных плит и панелей, каменных полов.
Сульфат алюминия‑калия KAl(SO 4) 2 . Двойная оксосоль. Белый, гигроскопичный. При сильном нагревании разлагается. Образует кристаллогидрат – алюжокалиевые квасцы. Умеренно растворим в воде, гидролизуется по катиону алюминия. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака.
Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, коагулянт при очистке пресной воды, компонент составов для проклеивания бумаги, наружное кровоостанавливающее средство в медицине и косметологии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов алюминия и калия.
Уравнения важнейших реакций:
Сульфат хрома(III) – калия KCr(SO 4) 2 . Двойная оксосоль. Красный (гидрат темно‑фиолетовый, техническое название хрожокалиевые квасцы). При нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде (серо‑синяя окраска раствора отвечает аквакомплексу 3+), гидролизуется по катиону хрома(III). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественные реакции на ион Cr 3+ – восстановление до Cr 2+ или окисление до желтого CrO 4 2‑ .
Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, реактив в фотографии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов хрома(III) и калия. Уравнения важнейших реакций:
Сульфат марганца (II) MnSO 4 . Оксосоль. Белый, при прокаливании плавится и разлагается. Кристаллогидрат MnSO 4 5Н 2 O – красно‑розовый, техническое название марганцевый купорос. Хорошо растворим в воде, светло‑розовая (почти бесцветная) окраска раствора отвечает аквакомплексу 2+ ; гидролизуется по катиону. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель, реагирует с типичными (сильными) окислителями.
Качественные реакции на ион Mn 2+ – конмутация с ионом MnO 4 и исчезновение фиолетовой окраски последнего, окисление Mn 2+ до MnO 4 и появление фиолетовой окраски.
Применяется для получения Mn, MnO 2 и других соединений марганца, как микроудобрение и аналитический реагент.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (конц.) = 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O (100 °C)
Сульфат железа (II) FeSO 4 . Оксосоль. Белый (гидрат светло‑зеленый, техническое название железный купорос), гигроскопичный. Разлагается при нагревании. Хорошо растворим в воде, в малой степени гидролизуется по катиону. Быстро окисляется в растворе кислородом воздуха (раствор желтеет и мутнеет). Реагирует с кислотами‑окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель.
Применяется как компонент минеральных красок, электролитов в гальванотехнике, консервант древесины, фунгицид, лекарственное средство против анемии. В лаборатории чаще берется в виде двойной соли Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6Н 2 O (соль Мора), более устойчивой к действию воздуха.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2
FeCO 3 + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + CO 2 + H 2 O
7.4. Неметаллы VA‑группы
Азот. Аммиак
Азот – элемент 2‑го периода и VA‑группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [ 2 He]2s 2 2p 3 , характерные степени окисления 0, ‑III, +III и +V, реже +II, +IV и др.; состояние N v считается относительно устойчивым.
Шкала степеней окисления азота:
Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и О. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а также катион аммония NH 4 + и его соли.
В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.
Азот N 2 . Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой σππ‑связью N ≡ N, этим объясняется химическая инертность азота при обычных условиях. Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O 2).
Главная составная часть воздуха: 78,09 % по объему, 75,52 % по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше кислорода O 2 . Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л Н 2 O при 20 °C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.
При комнатной температуре N 2 реагирует только с литием (во влажной атмосфере), образуя нитрид лития Li 3 N, нитриды других элементов синтезируют при сильном нагревании:
N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)
В электрическом разряде N 2 реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:
Обратимая реакция получения аммиака протекает при 500 °C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe/F 2 O 3 /FeO, в лаборатории Pt):
В соответствии с принципом Ле‑Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450–500 °C, достигая 15 %‑ного выхода аммиака. Непрореагировавшие N 2 и Н 2 возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.
Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.
Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2С (кокс) + O 2 = 2СО при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий также примеси благородных газов (главным образом аргон).
В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:
N ‑III H 4 N III O 2(т) = N 2 0 + 2H 2 O (60–70 °C)
NH 4 Cl (p) + KNO 2(p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100 °C)
Применяется для синтеза аммиака, азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.
Аммиак NH 3 . Бинарное соединение, степень окисления азота равна – III. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H) 3)] (sр 3 ‑гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH 3 донорной пары электронов на sр 3 ‑гибридной орбитали обусловливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH 4 + . Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л Н 2 O при 20 °C); доля в насыщенном растворе равна = 34 % по массе и = 99 % по объему, рН = 11,8.
Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Crорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N ‑III) и окислительные (за счет Н I) свойства. Осушается только оксидом кальция.
Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg 2 (NO 3) 2 .
Промежуточный продукт при синтезе HNO 3 и солей аммония. Применяется в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:
Получение : в лаборатории – вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью (NaOH + СаО):
или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.
В промышленности аммиак синтезируют из азота (см.) с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.
Гидрат аммиака NH 3 Н 2 O. Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH 3 и Н 2 O, связанные слабой водородной связью H 3 N… НОН. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH 4 ‑ и анион ОН ‑). Катион аммония имеет правильно‑тетраэдрическое строение (sp 3 ‑гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N III) в концентрированном растворе. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.
Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl.
Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.
В 1М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH 3 Н 2 O и лишь 0,4 % ионов NH 4 + и ОН ‑ (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH 4 OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате. Уравнения важнейших реакций:
NH 3 Н 2 O (конц.) = NH 3 + Н 2 O (кипячение с NaOH)
NH 3 Н 2 O + НCl (разб.) = NH 4 Cl + Н 2 O
3(NH 3 Н 2 O) (конц.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
8(NH 3 Н 2 O) (конц.) + ЗBr 2(р) = N 2 + 6NH 4 Br + 8Н 2 O (40–50 °C)
2(NH 3 Н 2 O) (конц.) + 2КMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4Н 2 O + 2КОН
4(NH 3 Н 2 O) (конц.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 Н 2 O) (конц.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4Н 2 O
6(NH 3 Н 2 O) (конц.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6Н 2 O
Разбавленный раствор аммиака (3–10 %‑ный) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5–25 %‑ный) – аммиачной водой (выпускается промышленностью).
Похожая информация.
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
Взаимодействие сульфида алюминия с холодной водой
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
Прямой синтез из элементов происходит при пропускании водорода над расплавленной серой:
H 2 + S = H 2 S.
Нагревание смеси парафина с серой.
1.9. Сероводородная кислота и её соли
Сероводородной кислоте присущи все свойства слабых кислот. Она реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями.
Как двухосновная, кислота образует два типа солей – сульфиды и гидросульфиды . Гидросульфиды хорошо растворимы в воде, сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также, сульфиды тяжелых металлов практически нерастворимы.
Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов не окрашены, остальные имеют характерную окраску, например, сульфиды меди (II), никеля и свинца – черные, кадмия, индия, олова – желтые, сурьмы – оранжевый.
Ионные сульфиды щелочных металлов M 2 S имеют структуру типа флюорита, где каждый атом серы окружен кубом из 8 атомов металла и каждый атом металла – тетраэдром из 4 атомов серы. Сульфиды типа MS характерны для щелочноземельных металлов и имеют структуру типа хлорида натрия, где каждый атом металла и серы окружен октаэдром из атомов другого сорта. При усилении ковалентного характера связи металл – сера реализуются структуры с меньшими координационными числами.
Сульфиды цветных металлов встречаются в природе как минералы и руды, служат сырьем для получения металлов.
Получение сульфидов
Прямое взаимодействие простых веществ при нагревании в инертной атмосфере
Восстановление твердых солей оксокислот
BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO (при 1000°С)
SrSO 3 + 2NH 3 = SrS + N 2 + 3H 2 O (при 800°С)
CaCO 3 + H 2 S + H 2 = CaS + CO + 2H 2 O (при 900°С)
Малорастворимые сульфиды металлов осаждают из их растворов действием сероводорода или сульфида аммония
Mn(NO 3) 2 + H 2 S = MnS↓ + 2HNO 3
Pb(NO 3) 2 + (NH 4) 2 S = PbS↓ + 2NH 4 NO 3
Химические свойства сульфидов
Растворимые сульфиды в воде сильно гидролизованны, имеют щелочную среду:
Na 2 S + H 2 O = NaHS + NaOH;
S 2- + H 2 O = HS - + OH - .
Окисляются кислородом воздуха, в зависимости от условий возможно образование оксидов, сульфатов и металлов:
2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2 ;
CaS + 2O 2 = CaSO 4 ;
Ag 2 S + O 2 = 2Ag + SO 2 .
Сульфиды, особенно растворимые в воде, являются сильными восстановителями:
2KMnO 4 + 3K 2 S + 4H 2 O = 3S + 2MnO 2 + 8KOH.
1.10. Токсичность сероводорода
На воздухе сероводород воспламеняется около 300 °С. Взрывоопасны его смеси с воздухом, содержащие от 4 до 45% Н 2 S. Ядовитость сероводорода часто недооценивают и работы с ним ведут без соблюдения достаточных мер предосторожности. Между тем уже 0,1 % Н 2 S в воздухе быстро вызывает тяжелое отравление. При вдыхании сероводорода в значительных концентрациях может мгновенно наступить обморочное состояние или даже смерть от паралича дыхания (если пострадавший не был своевременно вынесен из отравленной атмосферы). Первым симптомом острого отравления служит потеря обоняния. В дальнейшем появляются головная боль, головокружение и тошнота. Иногда через некоторое время наступают внезапные обмороки. Противоядием служит, прежде всего, чистый воздух. Тяжело отравленным сероводородом дают вдыхать кислород. Иногда приходится применять искусственное дыхание. Хроническое отравление малыми количествами Н 2 S обусловливает общее ухудшение самочувствия, исхудание, появление головных болей и т.д. Предельно допустимой концентрацией Н 2 S в воздухе производственных помещений считается 0,01 мг/л.
Новости и события
серной кислоты марки «К» и улучшенного олеума суммарной мощностью 500 тыс. тонн в год», реализуемого на производственной площадке компании в г. Тольятти Самарской области. Проект будет профинансирован в рамках программы «Фабрика...
в реальной жизни - растворы кислот и щелочей, органические загрязнения. В ходе исследования образцы выдерживали в течение 480 часов в жидких растворах химически агрессивных сред: 10%-ой уксусной кислоте, концентрированной хлористоводородной кислоте, ...
В марте-мае 2019 года на 15 тыс. тонн в месяц.
Рост поставок параксилола на внешние рынки прогнозируется на фоне планового ремонта на производстве терефталевой кислоты завода...
1, 5% и составил 100, 5 тыс. тонн.
В прошлом месяце завод выпустил 8, 43 тыс. тонн технического метанола, нарастив производство на 8, 2%. Выработка серной кислоты снизилась на 5, 3% - до 28, 81 тыс. тонн. Объемы наработки капролактама снизились на 4, 8% - до...
"Воскресенские минеральные удобрения" (ВМУ, входит в "УралХим") вложат в модернизацию производства серной кислоты более 600 млн рублей в 2019 году. За счет модернизации будет снижена себестоимость производства продукции.
Модернизацию...
2, 4% - до 2 млн тонн.
Производство фосфорсодержащих удобрений в 4-м квартале выросло на 2, 9% - до 1, 7 млн тонн за счет увеличения выпуска MAP на 24% после модернизации мощностей по производству фосфорной и серной кислот в Балаково. Выработка...
Информация
Российские компании могут нарастить экспортные поставки параксилола
ВЭБ.РФ, Газпромбанк и КуйбышевАзот подписали договор синдицированного кредита в рамках фабрики проектного финансирования
МИСиС подтвердил химическую стойкость полимерной мембраны
Российские компании могут нарастить экспортные поставки параксилола
Каталог организаций и предприятий
Торговая фирма, специализирующаяся на купле-продаже технической химии: 1. Кислота соляная 2. Кислота серная 3. Кислота ортофосфорная 4. Кислота азотная 5. Этиленгликоль 6. Натр едкий 7. Перекись водорода...
имеем возможность поставить следующую химическую продукцию: - кислоты (уксусная, серная (при наличии лицензии), соляная (при наличии лицензии), ортофосфорная, азотная - электролит - антрацит (фильтрующий материал) - железа (III) хлорид технический...
Руководитель Чуб Владимир Евгеньевич Продукция: кокс, кокс доменный, кокс-орех, бензол, газ коксовый, кислота серная , концентрат германия...
Среднеуральский медеплавильный завод (СУМЗ), отметивший в 2000 году свое 60-летие, является крупнейшим на Урале предприятием по выплавке меди из первичного сырья, производству из отходящих металлургических газов серной кислоты , выпуску минеральных...
Производство, реализация оксид железа , оксид кремния, оксид магния, оксид алюминия, окись магния, окись железа , окись кремния, окись алюминия, оксид хрома, окись хрома модифицированная оксидом железа , диоксид кремния, двуокись кремния, диоксид марганца...
, серная кислота и вермикулит.
Предложения на покупку и продажу продукции
Предлагаем кислоту азотную хч со склада в г. Саратов. Фасовка-канистры по 20 л (28 кг) .Цена 53 руб/кг.
Антифризы CoolStream (Техноформ), Тосолы Felix, Евростандарт, Комбат в Рязани ООО ТФК "Комтекс" г.Рязань, официальный представитель Техноформ, Тосол-Синтез, ТНК, Роснефть Chevron, Petro-Canada, То...
Уважаемые коллеги! Планируется запуск химического производства по малотоннажной химии (Башкирия). В целях изучения спроса на производимую продукцию, а также налаживании контактов для закупки сырья и с...
Куплю синтетические жирные кислоты фр.С17-С20 (от нефтепереработки). Объем 500тн. На экспорт СНГ.
Покупаем ОЭДФ, НТФ, лимонную, стеариновую, щавелевую кислоты с истекшим сроком годности, неликвид, складские остатки. Оплата наличный/безналичный расчет. Самовывоз. Звоните, рассмотрим все предложения...