Сульфід заліза 2 плюс сірчана кислота. Сірка

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Взаємодія сульфіду алюмінію з холодною водою

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Прямий синтез із елементів відбувається при пропущенні водню над розплавленою сіркою:

H2+S=H2S.

Нагрівання суміші парафіну із сіркою.

1.9. Сірководнева кислота та її солі

Сірководневої кислоти притаманні всі властивості слабких кислот. Вона реагує з металами, оксидами металів, основами.

Як двоосновна кислота утворює два типи солей – сульфіди та гідросульфіди . Гідросульфіди добре розчиняються у воді, сульфіди лужних і лужноземельних металів також, сульфіди важких металів практично нерозчинні.

Сульфіди лужних та лужноземельних металівне пофарбовані, інші мають характерне забарвлення, наприклад, сульфіди міді (II), нікелю та свинцю – чорні, кадмію, індію, олова – жовті, сурми – помаранчевий.

Іонні сульфіди лужних металів M 2 S мають структуру типу флюориту, де кожен атом сірки оточений кубом із 8 атомів металу і кожен атом металу – тетраедром із 4 атомів сірки. Сульфіди типу MS характерні для лужноземельних металів і мають структуру типу натрію хлориду, де кожен атом металу і сірки оточений октаедром з атомів іншого сорту. При посиленні ковалентного характеру зв'язку метал – сірка реалізуються структури із меншими координаційними числами.

Сульфіди кольорових металів зустрічаються в природі як мінерали та руди, служать сировиною для отримання металів.

Одержання сульфідів

Пряма взаємодія простих речовин при нагріванні в інертній атмосфері

Відновлення твердих 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)

Малорозчинні сульфіди металів беруть в облогу з їх розчинів дією сірководню або сульфіду амонію.

Mn(NO 3) 2 + H 2 S = MnS↓ + 2HNO 3

Pb(NO 3) 2 + (NH 4) 2 S = PbS↓ + 2NH 4 NO 3

Хімічні властивості сульфідів

Розчинні сульфіди у воді сильно гідролізовані, мають лужне середовище:

Na 2 S + H 2 O = NaHS + NaOH;

S 2 + H 2 O = HS - + OH - .

Окислюються киснем повітря, залежно від умов можливе утворення оксидів, сульфатів та металів:

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2;

CaS + 2O 2 = CaSO 4;

Ag 2 S + O 2 = 2Ag + SO 2 .

Сульфіди, особливо розчинні у воді, є сильними відновниками:

2KMnO 4 + 3K 2 S + 4H 2 O = 3S + 2MnO 2 + 8KOH.

1.10. Токсичність сірководню

На повітрі сірководень займається близько 300 °С. Вибухонебезпечні його суміші з повітрям, що містять від 4 до 45% Н 2 S. Отруйність сірководню часто недооцінюють і роботи з ним ведуть без дотримання запобіжних заходів. Тим часом вже 0,1% Н 2 S у повітрі швидко викликає тяжке отруєння. При вдиханні сірководню у значних концентраціях може миттєво наступити непритомний стан або навіть смерть від паралічу дихання (якщо постраждалого не було вчасно винесено з отруєної атмосфери). Першим симптомом гострого отруєння є втрата нюху. Надалі з'являються головний біль, запаморочення та нудота. Іноді через деякий час настають раптові непритомності. Протиотрутою служить, перш за все, чисте повітря. Тяжко отруєним сірководнем дають вдихати кисень. Іноді доводиться застосовувати штучне дихання. Хронічне отруєння малими кількостями Н 2 S обумовлює загальне погіршення самопочуття, схуднення, поява головного болю тощо. Гранично допустимою концентрацією Н 2 S повітря виробничих приміщень вважається 0,01 мг/л.

Посібник-репетитор з хімії

Продовження. Див. у № 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

ЗАНЯТТЯ 30

10-й клас (перший рік навчання)

Сірка та її сполуки

1. Положення в таблиці Д. І. Менделєєва, будова атома.

2. Походження назви.

3. Фізичні характеристики.

4. Хімічні характеристики.

5. Знаходження у природі.

6. Основні методи одержання.

7. Найважливіші з'єднаннясірки (сірководень, сірководнева кислота та її солі; сірчистий газ, сірчиста кислотата її солі; триоксид сірки, сірчана кислотата її солі).

У періодичній системі сірка знаходиться у головній підгрупі VI групи (підгрупа халькогенів). Електронна формуласірки 1 s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 4 , це р-Елемент. Залежно стану сірка може виявляти валентність II, IV чи VI:

S: 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 0 (валентність II),

S * : 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 1 (валентність IV),

S ** : 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 (валентність VI).

Характерні ступені окислення сірки –2, +2, +4, +6 (у дисульфідах, що містять містковий зв'язок –S–S– (наприклад, FeS 2), ступінь окислення сірки дорівнює –1); у сполуках входить до складу аніонів, з більш електронегативними елементами – до складу катіонів, наприклад:

Сірка - Елемент з високою електронегативністю, проявляє неметалеві (кислотні) властивості. Має чотири стабільні ізотопи з масовими числами 32, 33, 34 і 36. Природна сірка на 95% складається із ізотопу 32 S.

Російська назвасірки походить від санскритського слова cira- Світло-жовтий, за кольором природної сірки. Латинська назва sulfurперекладається як «горючий порошок». 1

Фізичні властивості

Сірка утворює три алотропні модифікації: ромбічна(-сірка), моноклінна(-сірка) та пластична, або каучукоподібна. Найбільш стійка при звичайних умовахромбічна сірка, а вище 95,5 ° С стабільна моноклінна сірка. Обидві ці алотропні модифікації мають молекулярну кристалічну решітку, побудовану з молекул складу S 8 розташованих у просторі у вигляді корони; атоми з'єднані одинарними ковалентними зв'язками. Відмінність ромбічної та моноклінної сірки полягає в тому, що в кристалічні гратимолекули упаковані по-різному.

Якщо ромбічну або моноклинну сірку нагріти до кипіння (444,6 °С) і отриману рідину вилити в холодну воду, то утворюється пластична сірка, що за властивостями нагадує гуму. Пластична сірка складається з довгих зигзагоподібних ланцюгів. Ця алотропна модифікація нестійка і мимоволі перетворюється на одну з кристалічних форм.

Ромбічна сірка – тверда кристалічна речовина жовтого кольору; у воді не розчиняється (і не змочується), але добре розчиняється у багатьох органічних розчинниках (сірковуглець, бензол тощо). Сірка має дуже погану електро- і теплопровідність. Температура плавлення ромбічної сірки +112,8 °С, при температурі 95,5 °С ромбічна сірка переходить у моноклинну:

Хімічні властивості

За своїми хімічними властивостями сірка є типовим активним неметал. У реакціях може бути як окислювачем, і відновником.

Метали (+):

2Na + S = Na 2 S,

2Al + 3S Al 2 S 3 ,

Неметали (+/–)*:

2P + 3S P 2 S 3 ,

S + Cl 2 = SCl 2

S + 3F 2 = SF 6 ,

S+N2 реакція не йде.

Н 2 О (-). сірка не змочується водою.

Основні оксиди (-).

Кислотні оксиди (-).

Підстави (+/–):

S + Cu(OH) 2 реакція не йде.

Кислоти (не окислювачі) (-).

Кислоти-окислювачі (+):

S + 2H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O,

S + 2HNO 3 (розб.) = H 2 SO 4 + 2NO,

S + 6HNO 3 (Конц.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O.

У п р і р о д е сірка зустрічається як у самородному стані, так і у вигляді сполук, найважливішими з яких є пірит, він же залізний, або сірчаний, колчедан (FeS 2), цинкова обманка (ZnS), свинцевий блиск (PbS ), гіпс (CaSO 4 2H 2 O), глауберова сіль (Na 2 SO 4 10H 2 O), гірка сіль (MgSO 4 7H 2 O). Крім того, сірка входить до складу кам'яного вугіллянафти, а також різні живі організми (у складі амінокислот). В організмі людини сірка концентрується у волоссі.

В л о б о р а т о р н их у с л о в и х сірку можна отримати, використовуючи окислювально-відновлювальні реакції (ОВР), наприклад:

H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O,

2H2S+O22S+2H2O.

В аж н ій ш і е з'єд н е н ня сери

Сірководень (H 2 S) – безбарвний газ із задушливим неприємним запахом тухлих яєць, отруйний (з'єднується з гемоглобіном крові, утворюючи сульфід заліза). Тяжче повітря, малорозчинний у воді (2,5 об'єму сірководню в 1 об'ємі води). Зв'язки в молекулі ковалентні полярні, sp 3 -гібридизація, молекула має кутову будову:

У хімічному відношеннісірководень досить активний. Він термічно нестійкий; легко згоряє в атмосфері кисню або повітря; легко окислюється галогенами, діоксидом сірки чи хлоридом заліза(III); при нагріванні взаємодіє з деякими металами та їх оксидами, утворюючи сульфіди:

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

H2S+CaO CaS+H2O.

У лабораторних умовсірководень отримують дією на сульфіди заліза або цинку сильних мінеральних кислот або незворотним гідролізомсульфіду алюмінію:

ZnS + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 S,

Аl 2 SO 3 + 6HOH 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.

Розчин сірководню у воді – сірководнева вода, або сірководнева кислота . Слабкий електроліт, по другому ступеню практично не дисоціює. Як двоосновна кислота утворює два типи солей – сульфіди та гідросульфіди:

наприклад, Na 2 S – сульфід натрію, NaHS – гідросульфід натрію.

Сірководнева кислота виявляє всі загальні властивості кислот. Крім того, сірководень, сірководнева кислота та її солі виявляють сильну відновну здатність. Наприклад:

H 2 S + Zn = ZnS + H 2

H 2 S + CuO = CuS + H 2 O,

Якісною реакцією на сульфід-іонє взаємодія з розчинними солямисвинцю; при цьому випадає осад сульфіду свинцю чорного кольору:

Pb 2+ + S 2– -> PbS,

Pb(NO 3) 2 + Na 2 S = PbS + 2NaNO 3 .

Оксид сірки(IV) SO 2 – сірчистий газ, сірчистий ангідрид - Безбарвний газ з різким запахом, отруйний. Кислотний оксид. Зв'язки в молекулі ковалентні полярні, sp 2-гібридизація. Тяжче повітря, добре розчинний у воді (в одному обсязі води – до 80 об'ємів SO 2), утворює при розчиненні сірчисту кислоту , існуючу тільки в розчині:

H 2 O + SO 2 H 2 SO 3 .

За кислотно-основними властивостями сірчистий газ виявляє властивості типового кислотного оксиду, сірчиста кислота також виявляє всі типові властивості 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.

За окислювально-відновними властивостями сірчистий газ, сірчиста кислота та сульфіти можуть виявляти окислювально-відновну двоїстість (з переважанням відновлювальних властивостей). З більш сильними відновниками сполуки сірки (IV) поводяться як окислювачі:

З сильнішими окислювачами вони виявляють відновлювальні властивості:

У промисловостідіоксид сірки одержують:

При горінні сірки:

Випаленням піриту та інших сульфідів:

4FeS 2 + 11O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ,

2ZnS + 3O 2 2ZnO + 2SO 2 .

До лабораторним методам отримання відносяться:

Дія сильних кислот на сульфіти:

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + H 2 O;

Взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з важкими металами:

Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = СуSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

Якісні реакції на сульфіт-іон– знебарвлення «йодної води» або дія сильних мінеральних 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 сірки(VI) SO 3 – триоксид сірки, або сірчаний ангідрид , - Це безбарвна рідина, яка при температурі нижче 17 ° С перетворюється на білу кристалічну масу. Отруйний. Існує у вигляді полімерів (мономірні молекули існують тільки в газовій фазі), зв'язки в молекулі ковалентні полярні, sp 2-гібридизація. Гігроскопічний, термічно нестійкий. З водою реагує із сильним екзо-ефектом. Реагує з безводною сірчаною кислотою, утворюючи олеум. Утворюється при окисленні сірчистого газу:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q,

n n SO 3 .

За кислотно-основними властивостями є типовим кислотним оксидом:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

SO 3 + CaO = CaSO 4

За окислювально-відновними властивостями виступає сильним окислювачем, зазвичай відновлюючись до SO 2 або сульфітів:

В чистому вигляді практичного значенняне має, є проміжним продуктом при виробництві сірчаної кислоти.

Сірчана кислота – важка масляниста рідина без кольору та запаху. Добре розчинна у воді (з великим екзоефектом). Гігроскопічна, отруйна, викликає сильні опіки шкіри. Є сильним електролітом. Сірчана кислота утворює два типи солей: сульфатиі гідросульфати, які виявляють усі загальні властивості солей Сульфати активних металівтермічно стійкі, а сульфати інших металів розкладаються навіть за невеликого нагрівання:

Na 2 SO 4 не розкладається,

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 .

Розчин з масовою часткою сірчаної кислоти нижче 70% зазвичай вважається розбавленим; вище 70% - концентрованим; розчин SO 3 у безводній сірчаній кислоті називається олеум (концентрація триоксиду сірки в олеумі може досягати 65%).

Розведенасірчана кислота виявляє всі властивості, характерні для сильних кислот:

Н 2 SO 4 2H + + SO 4 2– ,

Н 2 SO 4 + Zn = ZnSO 4 + Н 2

Н 2 SO 4 (розб.) + Cu реакція не йде,

Н 2 SO 4 + CaO = CaSO 4 + H 2 O,

CaCO 3 + Н 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O + CO 2 .

Концентрованасірчана кислота є сильним окисником, особливо при нагріванні. Вона окислює багато металів, неметалів, а також деякі органічні речовини. Не окислюються під дією концентрованої сірчаної кислоти залізо, золото та метали платинової групи (щоправда, залізо добре розчиняється при нагріванні в помірно концентрованої сірчаної кислоти з часткою 70 %). При взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з іншими металами утворюються сульфати та продукти відновлення сірчаної кислоти.

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.) пасивує Fe, Al.

При взаємодії з неметалами концентрована сірчана кислота відновлюється до SO 2

5Н 2 SO 4 (конц.) + 2Р = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O,

2Н 2 SO 4 (конц.) + C = 2H2O + CO2 + 2SO2.

Контактний метод отриманнясірчаної кислоти складається з трьох стадій:

1) випал піриту:

4FeS 2 + 11O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ;

2) окислення SO 2 в SO 3 у присутності каталізатора - оксиду ванадію:

3) розчинення SO 3 у сірчаній кислоті з отриманням олеуму:

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 .

Якісна реакціяна сульфат-іон– взаємодія з катіоном барію, внаслідок чого випадає білий осад BaSO 4 .

Ba 2+ + SO 4 2– -> BaSO 4 ,

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl.

Тест на тему «Сірка та її сполуки»

1. Сірка та кисень – це:

а) добрі провідники електрики;

б) належать до підгрупи халькогенів;

в) добре розчиняються у воді;

г) мають алотропні модифікації.

2. В результаті реакції сірчаної кислоти з міддю можна отримати:

а) водень; б) сірку;

в) сірчистий газ; г) сірководень.

3. Сірководень – це:

а) отруйний газ;

б) сильний окисник;

в) типовий відновник;

г) один із алотропів сірки.

4. Масова частка (в %) кисню в сірчаному ангідриді дорівнює:

а) 50; б) 60; в) 40; г) 94.

5. Оксид сірки(IV) є ангідридом:

а) сірчаної кислоти;

б) сірчистої кислоти;

в) сірководневої кислоти;

г) тіосерної кислоти.

6. На скільки відсотків зменшиться маса гідросульфіту калію після прожарювання?

в) гідросульфіт калію термічно стійкий;

7. Змістити рівновагу у бік прямої реакції окислення сірчистого газу в сірчаний ангідрид можна:

а) використовуючи каталізатор;

б) збільшуючи тиск;

в) зменшуючи тиск;

г) знижуючи концентрацію оксиду сірки (VI).

8. При приготуванні розчину сірчаної кислоти необхідно:

а) наливати кислоту у воду;

б) наливати воду у кислоту;

в) порядок приливання не має значення;

г) сірчана кислота не розчиняється у питній воді.

9. Яку масу (г) декагідрату сульфату натрію необхідно додати до 100 мл 8%-го розчину сульфату натрію (щільність дорівнює 1,07 г/мл), щоб подвоїти масову частку солі в розчині?

а) 100; б) 1,07; в) 30,5; г) 22,4.

10. Для визначення сульфіт-іону в якісному аналізіможна використовувати:

а) катіони свинцю;

б) "йодну воду";

в) розчин марганцівки;

г) сильні мінеральні кислоти.

Ключ до тесту

Завдання та вправи на сірку та її з'єднання

Ц е нирки і п е р о в ч е н ий

1. Сірка -> сульфід заліза(II) -> сірководень -> сірчистий газ -> триоксид сірки > сірчана кислота > оксид сірки(IV).

3. Сірчана кислота -> сірчистий газ -> сірка -> діоксид сірки -> тріоксид сірки -> сірчана кислота.

4. Сірчистий ангідрид-> сульфіт натрію -> гідросульфіт натрію -> сульфіт натрію -> сульфат натрію.

5. Пірит -> сірчистий газ -> сірчаний ангідрид -> сірчана кислота -> оксид сірки (IV) -> сульфіт калію -> сірчистий ангідрид.

6. Пірит > сірчистий газ -> сульфіт натрію -> сульфат натрію -> сульфат барію -> сульфід барію.

7. Сульфід натрію -> А -> В -> С -> D -> сульфат барію (всі речовини містять сірку; перша, друга та четверта реакції - ОВР).

1. Через розчин, що містить 5 г їдкого натру, пропустили 6,5 л сірководню. Визначте склад одержаного розчину.

Відповідь. 7г NaHS, 5,61г H 2 S.

2. Яку масу глауберової солі необхідно додати до 100 мл 8% розчину сульфату натрію (щільність розчину дорівнює 1,07 г/мл), щоб подвоїти масову частку речовини в розчині?

Відповідь. 30,5 г Na 2 SO 4 10H 2 O.

3. До 40 г 12%-го розчину сірчаної кислоти додали 4 г сірчаного ангідриду. Обчисліть масову частку речовини в розчині, що утворився.

Відповідь. 22% H 2 SO 4 .

4. Суміш сульфіду заліза(II) та піриту, масою 20,8 г, зазнали тривалого випалу, при цьому утворилося 6,72 л газоподібного продукту (н.у.). Визначте масу твердого залишку, що утворився під час випалу.

Відповідь. 16 г Fe 2 O 3 .

5. Є суміш міді, вуглецю та оксиду заліза(III) з молярним співвідношенням компонентів 4:2:1 (у порядку перерахування). Який об'єм 96% сірчаної кислоти (щільність дорівнює 1,84 г/мл) потрібен для повного розчинення при нагріванні 2,2 г такої суміші?

Відповідь. 4,16 мл розчину H 2 SO 4 .

6. Для окислення 3,12 г гідросульфіту лужного металу потрібно додати 50 мл розчину, в якому молярні концентраціїдихромату натрію та сірчаної кислоти дорівнюють 0,2 моль/л та 0,5 моль/л відповідно. Встановіть склад та масу залишку, який вийде при випаровуванні розчину після реакції.

Відповідь. 7,47 г суміші сульфатів хрому (3,92 г) та натрію (3,55 г).

(Завдання на олеум)

1. Яку масу триоксиду сірки треба розчинити в 100 г 91% розчину сірчаної кислоти, щоб отримати 30% олеум?

Рішення

За умовою завдання:

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.

Частина доданого SO 3 ( m 1) піде на реакцію з H 2 O:

H2O+SO3=H2SO4.

По рівнянню реакції:

(SO 3) = (H 2 O) = 0,5 моль.

m 1 (SO 3) = 0,5 80 = 40 р.

Друга частина SO 3 ( m 2) піде створення концентрації олеуму. Висловимо масову частку олеуму:

m 2 (SO 3) = 60 г.

Сумарна маса триоксиду сірки:

m(SO 3) = m 1 (SO 3) + m 2 (SO 3) = 40 + 60 = 100 р.

Відповідь. 100 г SO 3 .

2. Яку масу піриту необхідно взяти для отримання такої кількості оксиду сірки(VI), щоб розчинивши його в 54,95 мл 91%-го розчину сірчаної кислоти (щільність дорівнює 1,82 г/см 3), отримати 12,5%-й олеум? Вихід сірчаного ангідриду рахувати за 75%.

Відповідь. 60 г FeS 2 .

3. На нейтралізацію 34,5 г олеуму витрачається 74,5 мл 40% розчину гідроксиду калію (щільність дорівнює 1,41 г/мл). Скільки молей сірчаного ангідриду припадає на 1 моль сірчаної кислоти у цьому олеумі?

Відповідь. 0,5 моль SO 3 .

4. При додаванні оксиду сірки (VI) до 300 г 82% розчину сірчаної кислоти отримано олеум з масовою часткою триоксиду сірки 10%. Знайдіть масу використаного сірчаного ангідриду.

Відповідь. 300 г SO 3 .

5. При додаванні 400 г триоксиду сірки до 720 г водного розчину сірчаної кислоти отримано олеум з часткою 7,14 %. Знайдіть масову частку сірчаної кислоти у вихідному розчині.

Відповідь. 90 % H 2 SO 4 .

6. Знайдіть масу 64% розчину сірчаної кислоти, якщо при додаванні до цього розчину 100 г триоксиду сірки виходить олеум, що містить 20 % триоксиду сірки.

Відповідь. 44,4 г розчину H 2 SO 4 .

7. Які маси триоксиду сірки та 91% розчину сірчаної кислоти необхідно змішати для отримання 1 кг 20% олеуму?

Відповідь. 428,6 г SO 3 та 571,4 г розчину H 2 SO 4 .

8. До 400 г олеуму, що містить 20% триоксиду сірки, додали 100 г 91% розчину сірчаної кислоти. Знайдіть масову частку сірчаної кислоти в одержаному розчині.

Відповідь. 92% H2SO4 в олеумі.

9. Знайдіть масову частку сірчаної кислоти в розчині, отриманому при змішуванні 200 г 20% олеуму і 200 г 10% розчину сірчаної кислоти.

Відповідь. 57,25 % H 2 SO 4 .

10. Яку масу 50% розчину сірчаної кислоти необхідно додати до 400 г 10% олеуму для отримання 80% розчину сірчаної кислоти?

Відповідь. 296,67 г 50%-го розчину H 2 SO 4 .

Відповідь. 114,83 г олеуму.

Які за д а ч і

1. Безбарвний газ А з різким характерним запахом окислюється киснем у присутності каталізатора в сполуку, що є летючою рідиною. Речовина, з'єднуючись з негашеним вапном, утворює сіль С. Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. Речовини: А - SO 2 B - SO 3 C - CaSO 4 .

2. При нагріванні розчину солі А утворюється осад В. Цей же осад утворюється при дії лугу на розчин солі А. При дії кислоти на сіль А виділяється газ, що знебарвлює розчин перманганату калію. Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. Речовини: А - Ca(HSO 3) 2 B - CaSO 3 C - SO 2 .

3. При окисленні газу А концентрованою сірчаною кислотою утворюється проста речовина, складна речовинаС та вода. Розчини речовин А та С реагують між собою з утворенням осаду речовини В. Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. Речовини: А – H 2 S, B – S, C – SO 2 .

4. В реакції сполуки двох рідких при звичайній температурі оксидів А і В утворюється речовина, концентрований розчин якого обглинає сахарозу. Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. Речовини: А - SO 3 B - H 2 O, C - H 2 SO 4 .

5. У вашому розпорядженні є сульфід заліза(II), сульфід алюмінію та водні розчини гідроксиду барію та хлороводню. Отримайте з цих речовин сім різних солей(без використання ОВР).

Відповідь. Солі: AlCl 3 , BaS, FeCl 2 , BaCl 2 , Ba(OH)Cl, Al(OH)Cl 2 , Al(OH) 2 Cl.

6. При дії концентрованої сірчаної кислоти на броміди виділяється сірчистий газ, але в йодиди – сірководень. Напишіть рівняння реакцій. Поясніть різницю у характері продуктів у цих випадках.

Відповідь. Рівняння реакцій:

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 Див: Лідін Р.А.«Довідник із загальної та неорганічної хімії». М.: Просвітництво, 1997.

* Знак +/– означає, що ця реакція протікає не з усіма реагентами або в специфічних умовах.

Далі буде

Сірка– елемент 3-го періоду та VIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 16, відноситься до халькогенів.Електронна формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 4 характерні ступеня окислення 0, -II, +IV і +VI, стан S VI вважається стійким.

Шкала ступенів окислення сірки:

Електронегативність сірки дорівнює 2,60, для неї характерні неметалеві властивості. У водневих і кисневих сполуках знаходиться у складі різних аніонів, утворює кисневмісні кислоти та їх солі, бінарні сполуки.

В природі - п'ятнадцятийпо хімічної поширеностіелемент (сьомий серед неметалів). Зустрічається у вільному (самородному) та пов'язаному вигляді. Життєво важливий елементдля вищих організмів

Сірка S.Проста речовина. Жовта кристалічна (α-ромбічна та β-моноклінна,

при 95,5 ° C) або аморфна (пластична). У вузлах кристалічних ґрат знаходяться молекули S 8 (неплоські цикли типу «корона»), аморфна сірка складається з ланцюгів S n . Низькоплавка речовина, в'язкість рідини проходить через максимум при 200 ° C (розрив молекул S 8 переплетення ланцюгів S n). У парі - молекули S8, S6, S4, S2. При 1500 °C утворюється одноатомна сірка (в хімічних рівнянняхдля простоти будь-яка сірка зображується як S).

Сірка не розчиняється у воді і за звичайних умов не реагує з нею, добре розчинна у сірковуглецю CS 2 .

Сірка, особливо порошкоподібна, має високою активністюпід час нагрівання. Реагує як окислювач з металами та неметалами:

а як відновник– з фтором, киснем та кислотами (при кип'ятінні):

Сірка піддається дисмутації в розчинах лугів:

3S 0 + 6КОН (конц.) = 2K 2 S-II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O

При високій температурі (400 °C) сірка витісняє йод із йодоводороду:

S + 2НI (г) = I 2 + H 2 S,

але в розчині реакція йде в зворотний бік:

I 2 + H 2 S(p) = 2 HI + S↓

Отримання: в промисловостівиплавляється із природних покладів самородної сірки(за допомогою водяної пари), що виділяється при десульфурації продуктів газифікації вугілля.

Сірка застосовується для синтезу сірковуглецю, сірчаної кислоти, сірчистих (кубових) барвників, при вулканізації каучуку, як засіб захисту рослин від борошнистої роси, для лікування шкірних захворювань.

Сірководень H 2 S.Безкиснева кислота. Безбарвний газ із задушливим запахом, важчий за повітря. Молекула має будову двічі незавершеного тетраедра [::S(H) 2 ]

(sp 3 -гібридизація, валетний кут Н - S-Н далекий від тетраедричного). Нестійкий під час нагрівання вище 400 °C. Малорозчинний у воді (2,6 л/1 л Н 2 O при 20 °C), насичений децимолярний розчин (0,1 М, «сірководнева вода»). Дуже слабка кислота в розчині практично не дисоціює по другій стадії до іонів S 2- ( максимальна концентрація S 2 дорівнює 1 10 -13 моль / л). При стоянні повітря розчин каламутніє (інгібітор – сахароза). Нейтралізується лугами, в повному обсязі – гідратом аміаку. Сильний відновник. Входить у реакції іонного обміну. Сульфідуючий агент, осаджує з розчину різноманітні сульфіди з дуже малою розчинністю.

Якісні реакції- осадження сульфідів, а також неповне згоряння H 2 S з утворенням жовтого нальоту сірки на холодному предметі, що внесений в полум'я (порцеляновий шпатель). Побічний продукт очищення нафти, природного та коксового газу.

Застосовується у виробництві сірки, неорганічних та органічних сірковмісних сполук як аналітичний реагент. Надзвичайно отруйний. Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання: в промисловості- Прямим синтезом:

Н 2 + S = H 2 S(150–200 °C)

або при нагріванні сірки з парафіном;

в лабораторії– витісненням із сульфідів сильними кислотами

FeS + 2НCl (конц.) = FeCl 2 + H 2 S

або повним гідролізом бінарних сполук:

Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3 H 2 S

Сульфід натрію Na 2 SБезкиснева сіль. Білий, дуже гігроскопічний. Плавиться без розкладання, термостійкий. Добре розчинний у воді, гідролізується аніоном, створює в розчині сильнолужне середовище. При стоянні на повітрі розчин каламутніє (колоїдна сірка) і жовтіє (забарвлення полісульфіду). Типовий відновник. Приєднує сірку. Входить у реакції іонного обміну.

Якісні реакціїна іон S 2 - осадження різнобарвних сульфідів металів, з яких MnS, FeS, ZnS розкладаються в НCl (розб.).

Застосовується у виробництві сірчистих барвників та целюлози, для видалення волосяного покривушкір при дубленні шкір, як реагент в аналітичної хімії.

Рівняння найважливіших реакцій:

Na 2 S + 2НCl (розб.) = 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 (насич.) = 2NaHS

Na 2 S (т) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (понад 400 °C)

Na 2 S + 4H 2 O 2 (конц.) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O

S 2- + M 2+ = MnS (тілес.)↓; FeS (чорн.) ↓; ZnS (біл.)↓

S 2- + 2Ag + = Ag 2 S (чорн.)↓

S 2- + M 2+ = СdS (жовт.) ↓; PbS, CuS, HgS (чорні)↓

3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (кор. – чорн.)↓

3S 2‑ + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S + 2M(OH) 3 ↓ (M = Al, Cr)

Отриманняв промисловості– прожарювання мінералу Мірабіліт Na 2 SO 4 10Н 2 O у присутності відновників:

Na 2 SO 4 + 4Н 2 = Na 2 S + 4Н 2 O (500 °C, кат. Fe 2 O 3)

Na 2 SO 4 + 4C (кокс) = Na 2 S + 4C (800–1000 °C)

Na 2 SO 4 + 4СО = Na 2 S + 4СО 2 (600–700 °C)

Сульфід алюмінію Al 2 S 3 .Безкиснева сіль. Білий, зв'язок Al – S переважно ковалентний. Плавиться без розкладання під надлишковим тиском N 2 легко виганяється. Окислюється повітря при прожарюванні. Повністю гідролізується водою, що не осаджується з розчину. Розкладається сильними кислотами. Застосовується як тверде джерело чистого сірководню. Рівняння найважливіших реакцій:

Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S (чистий)

Al 2 S 3 + 6НCl (розб.) = 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 (повітря) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)

Отримання: взаємодія алюмінію з розплавленою сіркою за відсутності кисню та вологи:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)

Сульфід заліза (ІІ) FeS.Безкиснева сіль. Чорно-сірий з зеленим відтінком, тугоплавкий, розкладається при нагріванні у вакуумі У вологому стані чутливий до кисню повітря. Нерозчинний у воді. Не випадає осад при насиченні розчинів солей заліза(II) сірководнем. Розкладається кислотами. Застосовується як сировина у виробництві чавуну, тверде джерело сірководню.

З'єднання заліза(III) складу Fe 2 S 3 не відоме (не отримано).

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

Fe + S = FeS(600 °C)

Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9 FeS+ 3H 2 O (700-1000 °C)

FeCl 2 + 2NH 4 HS (поз.) = FeS↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S

Дисульфід заліза FeS 2 . Бінарне з'єднання. Має іонна будова Fe 2+ (-S - S-) 2- . Темно-жовтий, термічно стійкий, при прожарюванні розкладається. Нерозчинний у воді, що не реагує з розведеними кислотами, лугами. Розкладається кислотами-окислювачами, піддається випалу повітря. Застосовується як сировина у виробництві чавуну, сірки та сірчаної кислоти, каталізатор в органічному синтезі. У природі – рудні мінерали піриті марказіт.

Рівняння найважливіших реакцій:

FeS 2 = FeS + S (понад 1170 °C, вакуум)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (конц., гір.) = 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 (повітря) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, випал)

Гідросульфід амонію NH 4 HS.Безкиснева кисла сіль. Білий, плавиться під надлишковим тиском. Дуже леткий, термічно нестійкий. На повітрі окислюється. Добре розчинний у воді, гідролізується по катіону та аніону (переважає), створює лужне середовище. Розчин жовтіє на повітрі. Розкладається кислотами, у насиченому розчині приєднує сірку. Лугами не нейтралізується, середня сіль (NH 4) 2 S не існує у розчині (умови отримання середньої солідив. у рубриці «H 2 S»). Застосовується як компонент фотопроявників, як аналітичний реагент (осаджувач сульфідів).

Рівняння найважливіших реакцій:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (понад 20 °C)

NH 4 HS + НCl (розб.) = 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 (насич. H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓

Отримання: насичення концентрованого розчину NH 3 сірководнем:

NH 3 Н 2 O (конц.) + H 2 S (г) = NH 4 HS+ Н 2 O

В аналітичній хімії розчин, що містить рівні кількості NH 4 HS і NH 3 Н 2 O, умовно вважають розчином (NH 4) 2 S і використовують формулу середньої солі в записі рівнянь реакцій, хоча сульфід амонію повністю гідролізується у воді до NH 4 HS та NH 3 Н 2 O.

Диоксид сірки. Сульфіти

Діоксид сірки SO2.Кислотний оксид. Безбарвний газ із різким запахом. Молекула має будову незавершеного трикутника [: S(O) 2 ] (sр 2 гібридизація), містить σ,π-зв'язку S=O. Легко скраплюється, термічно стійкий. Добре розчинний у воді (~40 л/1 л Н 2 O при 20 °C). Утворює полігідрат, що має властивості слабкої кислоти, продукти дисоціації - іони HSO 3 - і SO 3 2 -. Іон HSO 3 ‑ має дві таутомірні форми – симетричну(некислотну) з будовою тетраедра (sр 3 гібридизація), яка переважає в суміші, і несиметричну(кислотну) з будовою незавершеного тетраедра [: S(O) 2 (OH)] (sр 3-гібридизація). Іон SO 3 2 також тетраедричний [: S(O) 3 ].

Реагує із лугами, гідратом аміаку. Типовий відновник, слабкий окисник.

Якісна реакція- Знебарвлення жовто-коричневої «йодної води». Проміжний продукт у виробництві сульфітів та сірчаної кислоти.

Застосовується для відбілювання вовни, шовку та соломи, консервування та зберігання фруктів, як дезінфікуючий засіб, антиоксидант, холодоагент. Отруйний.

З'єднання складу H 2 SO 3 (сірчиста кислота) не відоме (не існує).

Рівняння найважливіших реакцій:

Розчинення у воді та кислотні властивості:

Отримання: у промисловості - спалювання сірки в повітрі, збагаченому киснем, і, меншою мірою, випалення сульфідних руд (SO 2 - попутний газ при випаленні піриту):

S + O 2 = SO 2(280–360 °C)

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8 SO 2(800 °C, випал)

у лабораторії – витіснення сірчаної кислоти з сульфітів:

BaSO 3(т) + H 2 SO 4 (конц.) = BaSO 4 ↓ + SO 2 + Н 2 O

Сульфіт натрію Na 2 SO 3 .Оксосоль. Білий. При нагріванні повітря розкладається без плавлення, плавиться під надлишковим тиском аргону. У вологому стані та в розчині чутливий до кисню повітря. Добре розчинний у воді, що гідролізується по аніону. Розкладається кислотами. Типовий відновник.

Якісна реакціяна іон SO 3 2 - утворення білого осаду сульфіту барію, який переводиться в розчин сильними кислотами (НCl, HNO 3).

Застосовується як реактив у аналітичній хімії, компонент фотографічних розчинів, нейтралізатор хлору при відбілюванні тканин.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

Na 2 CO 3 (Конц.) + SO 2 = Na 2 SO 3+ CO 2

Сірчана кислота. Сульфати

Сірчана кислота H 2 SO 4 .Оксокислота. Безбарвна рідина, дуже в'язка (маслоподібна), гігроскопічна. Молекула має спотворено-тетраедричну будову (sр 3 гібридизація), містить ковалентні σ-зв'язку S - ВІН і σπ-зв'язку S=O. Іон SO 4 2 має правильно-тетраедричну будову. Має широкий температурний інтервал рідкого стану (~300 градусів). Під час нагрівання вище 296 °C частково розкладається. Переганяється у вигляді азеотропної суміші з водою ( масова часткакислоти 98,3 %, температура кипіння 296-340 ° C), при сильнішому нагріванні розкладається повністю. Необмежено поєднується з водою (з сильним екзо‑ефектом). Сильна кислота в розчині, що нейтралізується лугами та гідратом аміаку. Перекладає метали в сульфати (при надлишку концентрованої кислоти у звичайних умовах утворюються розчинні гідросульфати), але метали Be, Bi, Со, Fe, Mg і Nb пасивуються в концентрованої кислотиі не реагують із нею. Реагує з основними оксидамиі гідроксидами, що розкладає солі слабких кислот. Слабкий окислювач у розведеному розчині (за рахунок Н I), сильний – у концентрованому розчині (за рахунок S VI). Добре розчиняє SO 3 і реагує з ним (утворюється важка маслоподібна рідина – олеум,містить H 2 S 2 O 7).

Якісна реакціяна іон SO 4 2 - осадження білого сульфату барію BaSO 4 (осад не переводиться в розчин соляної та азотної кислот, на відміну від білого осаду BaSO 3).

Застосовується у виробництві сульфатів та інших сполук сірки, мінеральних добрив, вибухових речовин, барвників та лікарських препаратів, в органічному синтезі, для «розтину» (першого етапу переробки) промислово важливих руд та мінералів, при очищенні нафтопродуктів, електролізі води, як електроліт свинцевих акумуляторів. Отруйна, викликає опіки шкіри. Рівняння найважливіших реакцій:

Отриманняв промисловості:

а) синтез SO 2 із сірки, сульфідних руд, сірководню та сульфатних руд:

S + O 2 (повітря) = SO 2(280–360 °C)

4FeS 2 + 11O 2 (повітря) = 8 SO 2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C, випал)

2H 2 S + 3O 2 (поз.) = 2 SO 2+ 2Н 2 O (250–300 °C)

CaSO 4 + С (кокс) = СаО + SO 2+ СО (1300–1500 °C)

б) конверсія SO 2 SO 3 в контактному апараті:

в) синтез концентрованої та безводної сірчаної кислоти:

Н 2 O (розб. H 2 SO 4) + SO 3 = H 2 SO 4(Конц., безводн.)

(поглинання SO 3 чистою водоюз отриманням H 2 SO 4 не проводиться через сильне розігрівання суміші і зворотного розкладання H 2 SO 4 див. вище);

г) синтез олеуму- суміші безводної H 2 SO 4 , дисертної кислоти H 2 S 2 O 7 і надлишкового SO 3 . Розчинений SO 3 гарантує безводність олеуму (при попаданні води відразу утворюється H 2 SO 4), що дозволяє безпечно перевозити його в сталевих цистернах.

Сульфат натрію Na 2 SO 4 .Оксосоль. Білий, гігроскопічний. Плавиться та кипить без розкладання. Утворює кристалогідрат (мінерал мірабіліт),легко втрачає воду; технічна назва глауберова сіль.Добре розчинний у воді, що не гідролізується. Реагує з H 2 SO 4 (конц.), SO 3 . Відновлюється воднем, коксом під час нагрівання. Входить у реакції іонного обміну.

Застосовується у виробництві скла, целюлози та мінеральних фарб, як лікарський засіб. Міститься в ропі соляних озер, зокрема в затоці Кара-Богаз-Гол Каспійського моря.

Рівняння найважливіших реакцій:

Гідросульфат калію KHSO 4 .Кисла оксосоль. Білий, гігроскопічний, але кристалогідратів не утворює. При нагріванні плавиться та розкладається. Добре розчинний у воді, в розчині аніон піддається дисоціації, середовище розчину сильнокислотне. Нейтралізується лугами.

Застосовується як компонент флюсів у металургії, складова частинамінеральних добрив.

Рівняння найважливіших реакцій:

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 (розб.) + 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)

Отримання: обробка сульфату калію концентрованою (більш ніж 60%) сірчаною кислотою на холоді:

K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (конц.) = 2 KHSO 4

Сульфат кальцію CaSO4.Оксосоль. Білий, дуже гігроскопічний, тугоплавкий, при прожарюванні розкладається. Природний CaSO 4 зустрічається як дуже поширеного мінералу гіпс CaSO 4 2Н 2 O. При 130 °C гіпс втрачає частину води і переходить у палений (штукатурний) гіпс 2CaSO 4 Н 2 O (технічна назва алебастр).Повністю зневоднений (200 ° C) гіпс відповідає мінералу ангідрит CaSO 4 . Малорозчинний у воді (0,206 г/100 г Н 2 O при 20 °C), розчинність зменшується при нагріванні. Реагує з H 2 SO 4 (конц.). Відновлюється коксом при сплавленні. Визначає більшу частину«постійної» жорсткості прісної води(Докладніше див. 9.2).

Рівняння найважливіших реакцій: 100–128 °C

Застосовується як сировина у виробництві SO 2 , H 2 SO 4 та (NH 4) 2 SO 4 , як флюс у металургії, наповнювач паперу. Приготовлений з паленого гіпсу в'яжучий будівельний розчин «схоплюється» швидше ніж суміш на основі Са(ОН) 2 . Затвердіння забезпечується зв'язуванням води, утворенням гіпсу як кам'яної маси. Використовується палений гіпс для виготовлення гіпсових зліпків, архітектурно-декоративних форм та виробів, перегородкових плит та панелей, кам'яної підлоги.

Сульфат алюмінію-калію KAl(SO 4) 2 .Подвійна оксосоль. Білий, гігроскопічний. При сильному нагріванні розкладається. Утворює кристалогідрат – алюжокалієві галун.Помірно розчинний у воді, гідролізується по катіону алюмінію. Реагує із лугами, гідратом аміаку.

Застосовується як протрава при фарбуванні тканин, дубитель шкір, коагулянт при очищенні прісної води, компонент складів для проклеювання паперу, зовнішній кровоспинний засіб у медицині та косметології. Утворюється при спільній кристалізації сульфатів алюмінію та калію.

Рівняння найважливіших реакцій:

Сульфат хрому(III) – калію KCr(SO 4) 2 .Подвійна оксосоль. Червоний (гідрат темно-фіолетовий, технічна назва хорокалієві галун).Під час нагрівання розкладається без плавлення. Добре розчинний у воді (сіро-синє забарвлення розчину відповідає аквакомплексу 3+), гідролізується по катіону хрому (III). Реагує із лугами, гідратом аміаку. Слабкий окислювач та відновник. Входить у реакції іонного обміну.

Якісні реакціїна іон Cr 3+ - відновлення до Cr 2+ або окислення до жовтого CrO 4 2-.

Застосовується як дубитель шкір, протрава під час фарбування тканин, реактив у фотографії. Утворюється при спільній кристалізації сульфатів хрому(III) та калію. Рівняння найважливіших реакцій:

Сульфат марганцю (II) MnSO 4 .Оксосоль. Білий, при прожарюванні плавиться і розкладається. Кристаллогідрат MnSO 4 5Н 2 O – червоно-рожевий, технічна назва марганцевий купорос.Добре розчинний у воді, світло-рожеве (майже безбарвне) забарвлення розчину відповідає аквакомплексу 2+; гідролізується по катіону. Реагує із лугами, гідратом аміаку. Слабкий відновник реагує з типовими (сильними) окислювачами.

Якісні реакціїна іон Mn 2+ – конмутація з іоном MnO 4 та зникнення фіолетового забарвлення останнього, окислення Mn 2+ до MnO 4 та поява фіолетового забарвлення.

Застосовується для отримання Mn, MnO 2 та інших сполук марганцю, як мікродобрива та аналітичний реагент.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (конц.) = 2 MnSO 4+ O 2 + 2H 2 O (100 °C)

Сульфат заліза (II) FeSO4.Оксосоль. Білий (гідрат світло-зелений, технічна назва залізний купорос),гігроскопічний. Розкладається під час нагрівання. Добре розчинний у воді, малою мірою гідролізується по катіону. Швидко окислюється в розчині киснем повітря (розчин жовтіє та каламутніє). Реагує з кислотами-окислювачами, лугами, гідратом аміаку. Типовий відновник.

Застосовується як компонент мінеральних фарб, електролітів у гальванотехніці, консервант деревини, фунгіцид, лікарський засіб проти анемії. У лабораторії найчастіше береться у вигляді подвійний солі Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6Н 2 O ( сіль Мора),більш стійкою до дії повітря.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

Fe + H 2 SO 4 (розб.) = FeSO 4+ H 2

FeCO 3 + H 2 SO 4 (розб.) = FeSO 4+ CO 2 + H 2 O

7.4. Неметали VA-групи

Азот. Аміак

Азот– елемент 2-го періоду та VA-групи Періодичної системи, порядковий номер 7. Електронна формула атома [ 2 He]2s 2 2p 3 , характерні ступені окислення 0, ‑III, +III та +V, рідше +II, +IV та ін; стан N v вважається щодо стійким.

Шкала ступенів окиснення азоту:

Азот має високу електронегативність (3,07), третій після F і О. Виявляє типові неметалічні (кислотні) властивості. Утворює різні кисневмісні кислоти, солі та бінарні сполуки, а також катіон амонію NH 4 + та його солі.

В природі - сімнадцятийза хімічною поширеністю елемент (дев'ятий серед неметалів). Життєво важливий елемент всім організмів.

Азот N 2 .Проста речовина. Складається з неполярних молекул із дуже стійким σππ‑зв'язком N ≡ N, цим пояснюється хімічна інертність азоту за звичайних умов. Безбарвний газ без смаку та запаху, конденсується в безбарвну рідину(На відміну від O 2).

Головна складова повітря: 78,09 % за обсягом, 75,52 % за масою. З рідкого повітря азот википає раніше кисню O2. Малорозчинний у воді (15,4 мл/1 л Н 2 O при 20 °C), розчинність азоту менша, ніж у кисню.

При кімнатній температурі N 2 реагує тільки з літієм (у вологій атмосфері), утворюючи нітрид літію Li 3 N, нітриди інших елементів синтезують при сильному нагріванні:

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)

У електричному розряді N 2 реагує з фтором і дуже мало – з киснем:

Оборотна реакціяодержання аміаку протікає при 500 °C, під тиском до 350 атм і обов'язково в присутності каталізатора (Fe/F 2 O 3 /FeO, в лабораторії Pt):

Відповідно до принципу Ле-Шательє збільшення виходу аміаку має відбуватися у разі підвищення тиску та зниження температури. Однак швидкість реакції при низьких температурахдуже мала, тому процес ведуть при 450-500 ° C, досягаючи 15% виходу аміаку. Непрореагували N 2 і Н 2 повертають в реактор і тим самим збільшують ступінь протікання реакції.

Азот хімічно пасивний по відношенню до кислот та лугів, не підтримує горіння.

Отриманняв промисловості- фракційна дистиляція рідкого повітря або видалення з повітря кисню хімічним шляхомнаприклад, за реакцією 2С (кокс) + O 2 = 2СО при нагріванні. У цих випадках одержують азот, що містить також домішки благородних газів (переважно аргон).

У лабораторіїневеликі кількості хімічно чистого азоту можна отримати за реакцією конмутації при помірному нагріванні:

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)

Застосовується для синтезу аміаку, азотної кислоти та інших азотовмісних продуктів, як інертне середовище проведення хімічних та металургійних процесів та зберігання вогненебезпечних речовин.

Аміак NH 3 .Бінарна сполука, ступінь окислення азоту дорівнює III. Безбарвний газ із різким характерним запахом. Молекула має будову незавершеного тетраедра [: N(H) 3)] (sр 3-гібридизація). Наявність у азоту в молекулі NH 3 донорної пари електронів на sр 3 гібридної орбіталі обумовлює характерну реакціюприєднання катіону водню, при цьому утворюється катіон амонію NH 4+. Зріджується під надлишковим тиском за кімнатної температури. У рідкому станіасоційований з допомогою водневих зв'язків. Термічно нестійкий. Добре розчинний у воді (понад 700 л/1 л Н 2 O при 20 ° C); частка у насиченому розчині дорівнює = 34 % за масою та = 99 % за обсягом, рН = 11,8.

Дуже реакційний, схильний до реакцій приєднання. Crорає в кисні, реагує з кислотами. Виявляє відновлювальні (за рахунок N-III) та окислювальні (за рахунок НІ) властивості. Осушується лише оксидом кальцію.

Якісні реакції– утворення білого «диму» при контакті з газоподібним НCl, почорніння папірця, змоченого розчином Hg 2 (NO 3) 2 .

Проміжний продукт при синтезі HNO 3 та солей амонію. Застосовується у виробництві соди, азотних добрив, барвників, вибухових речовин; рідкий аміак – холодоагент. Отруйний.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання: в лабораторії– витіснення аміаку із солей амонію при нагріванні з натронним вапном (NaOH + СаО):

або кип'ятіння водного розчину аміаку з подальшим осушенням газу.

У промисловостіаміак синтезують із азоту (див.) з воднем. Випускається промисловістю або у зрідженому вигляді, або у вигляді концентрованого водного розчину під технічною назвою аміачна вода.

Гідрат аміаку NH3H2O.Міжмолекулярна сполука. Білий, у кристалічній решітці – молекули NH 3 і Н 2 O, пов'язані слабким водневим зв'язком H 3 N… НОН. Присутня в водному розчиніаміаку, слабка основа (продукти дисоціації - катіон NH 4 - і аніон ВІН -). Катіон амонію має правильно-тетраедричну будову (sp 3-гібридизація). Термічно нестійкий, повністю розкладається під час кип'ятіння розчину. Нейтралізується сильними кислотами. Виявляє відновлювальні властивості (за рахунок N III) у концентрованому розчині. Вступає в реакції іонного обміну та комплексоутворення.

Якісна реакція- Утворення білого «диму» при контакті з газоподібним НCl.

Застосовується для створення слаболужного середовища в розчині при осадженні амфотерних гідроксидів.

У 1М розчині аміаку міститься в основному гідрат NH 3 Н 2 O і лише 0,4% іонів NH 4 + і ОН (за рахунок дисоціації гідрату); таким чином, іонний гідроксид амонію NH 4 OH практично не міститься в розчині, немає такого з'єднання і в твердому гідраті. Рівняння найважливіших реакцій:

NH 3 Н 2 O (конц.) = NH 3 + Н 2 O (кип'ятіння з NaOH)

NH 3 Н 2 O + НCl (розб.) = 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

Розведений розчин аміаку (3-10%-ний) часто називають нашатирним спиртом(назва придумана алхіміками), а концентрований розчин (18,5-25%-ний) - аміачною водою(Випускається промисловістю).

Подібна інформація.

Новини та події

сірчаний кислотимарки «К» та покращеного олеуму сумарною потужністю 500 тис. тонн на рік», що реалізується на виробничому майданчику компанії в м. Тольятті Самарської області. Проект буде профінансовано у рамках програми «Фабрика...

в реального життя- розчини кислотта лугів, органічні забруднення. У ході дослідження зразки витримували протягом 480 годин у рідких розчинах хімічно агресивних середовищ: 10% оцтової кислоти, концентрованої хлористоводневої кислоти, ...

У березні-травні 2019 року на 15 тис. тонн на місяць.

Зростання поставок параксилолу на зовнішні ринки прогнозується на тлі планового ремонту на виробництві терефталевої кислотизаводу...

1,5% і становив 100,5 тис. тонн.

Минулого місяця завод випустив 8, 43 тис. тонн технічного метанолу, наростивши виробництво на 8, 2%. Вироблення сірчаний кислотизнизилася на 5, 3% - до 28, 81 тис. тонн. Обсяги напрацювання капролактаму знизилися на 4, 8% - до...

"Воскресенські мінеральні добрива" (ВМУ, входить до "УралХім") вкладуть у модернізацію виробництва сірчаний кислотипонад 600 млн. рублів у 2019 році. За рахунок модернізації буде знижено собівартість виробництва продукції.

Модернізацію...

2, 4% - до 2 млн. тонн.

Виробництво добрив, що містять фосфор, в 4-му кварталі зросло на 2, 9% - до 1, 7 млн ​​тонн за рахунок збільшення випуску MAP на 24% після модернізації потужностей з виробництва фосфорної і сірчаний кислотціна в Балаково | Виробництво...

Інформація

Російські компанії можуть наростити експортні поставки параксилолу

ВЕБ.РФ, Газпромбанк та КуйбишевАзот підписали договір синдикованого кредиту в рамках фабрики проектного фінансування
МІСіС підтвердив хімічну стійкість полімерної мембрани
Російські компанії можуть наростити експортні поставки параксилолу

Каталог організацій та підприємств

Торгова фірма, що спеціалізується з купівлі-продажу технічної хімії: 1. Кислотасоляна 2. Кислота сірчана 3. Кислотаортофосфорна 4. Кислотаазотна 5. Етиленгліколь 6. Натрійкий 7. Перекис водню...

маємо можливість поставити наступну хімічну продукцію: - кислоти(оцтова, сірчана(за наявності ліцензії), соляна (за наявності ліцензії), ортофосфорна, азотна - електроліт - антрацит (фільтруючий матеріал) - заліза(III) хлорид технічний...

Керівник Чуб Володимир Євгенович Продукція: кокс, кокс доменний, кокс-горіх, бензол, коксовий газ, кислота сірчана, концентрат германію.

Середньоуральський мідеплавильний завод (СУМЗ), який відзначив у 2000 році своє 60-річчя, є найбільшим на Уралі підприємством з виплавки міді з первинної сировини, виробництва з металургійних газів, що відходять. сірчаний кислоти, Випуску мінеральних...

Виробництво, реалізація оксид заліза, оксид кремнію, оксид магнію, оксид алюмінію, окис магнію, окис заліза, оксид кремнію, оксид алюмінію, оксид хрому, оксид хрому модифікована оксидом заліза, діоксид кремнію, двоокис кремнію, діоксид марганцю.

, сірчана кислотата вермікуліт.

Пропозиції на купівлю та продаж продукції

Пропонуємо азотну кислоту хч зі складу в м. Саратов. Фасування-каністри по 20 л (28 кг). Ціна 53 руб/кг.

Антифризи CoolStream (Техноформ), Тосоли Felix, Євростандарт, Комбат в Рязані ТОВ ТФК "Комтекс" м.Рязань, офіційний представник Техноформ, Тосол-Синтез, ТНК, Роснефть Chevron, Petro-Canada, Т...

Шановні колеги! Планується запуск хімічного виробництваз малотоннажної хімії (Башкирія). З метою вивчення попиту на продукцію, що виробляється, а також налагодженні контактів для закупівлі сировини і з...

Куплю синтетичні жирні кислотифр.С17-С20 (від нафтопереробки). Об'єм 500тн. На експорт СНД.

Купуємо ОЕДФ, НТФ, лимонну, стеаринову, щавлеву кислоти з терміном придатності, що закінчився, неліквід, складські залишки. Оплата готівковий/безготівковий розрахунок. Самовивіз. Телефонуйте, розглянемо усі пропозиції...