Серният оксид (серен диоксид, серен диоксид, серен диоксид) е безцветен газ, който при нормални условия има остра характерна миризма (подобна на миризмата на горяща клечка). Втечнява се под налягане при стайна температура. Серният диоксид е разтворим във вода и се образува нестабилна сярна киселина. Това вещество също е разтворимо в сярна киселина и етанол. Това е един от основните компоненти, които изграждат вулканичните газове.

1. Серният диоксид се разтваря във вода, което води до сярна киселина. При нормални условия тази реакция е обратима.

SO2 (серен диоксид) + H2O (вода) = H2SO3 (сярна киселина).

2. С алкали серният диоксид образува сулфити. Например: 2NaOH (натриев хидроксид) + SO2 (серен диоксид) = Na2SO3 (натриев сулфит) + H2O (вода).

3. Химическата активност на серния диоксид е доста висока. Редукционните свойства на серния диоксид са най-силно изразени. При такива реакции степента на окисление на сярата се повишава. Например: 1) SO2 (серен диоксид) + Br2 (бром) + 2H2O (вода) = H2SO4 (сярна киселина) + 2HBr (бромоводород); 2) 2SO2 (серен диоксид) + O2 (кислород) = 2SO3 (сулфит); 3) 5SO2 (серен диоксид) + 2KMnO4 (калиев перманганат) + 2H2O (вода) = 2H2SO4 (сярна киселина) + 2MnSO4 (манганов сулфат) + K2SO4 (калиев сулфат).

Последната реакция е пример за качествена реакция към SO2 и SO3. Разтворът става лилав на цвят.)

4. В присъствието на силни редуциращи агенти, серният диоксид може да прояви окислителни свойства. Например, за да се извлече сяра от отработените газове в металургичната промишленост, те използват редукция на серен диоксид с въглероден оксид (CO): SO2 (серен диоксид) + 2CO (въглероден оксид) = 2CO2 + S (сяра).

Също така, окислителните свойства на това вещество се използват за получаване на фосфорна киселина: PH3 (фосфин) + SO2 (серен диоксид) = H3PO2 (фосфорна киселина) + S (сяра).

Къде се използва серен диоксид?

Серният диоксид се използва главно за производството на сярна киселина. Използва се и при производството на нискоалкохолни напитки (вино и други напитки от средна цена). Поради свойството на този газ да убива различни микроорганизми, той се използва за опушване на складове и зеленчукови магазини. В допълнение, серен оксид се използва за избелване на вълна, коприна и слама (тези материали, които не могат да бъдат избелени с хлор). В лабораториите серният диоксид се използва като разтворител и за получаване на различни соли на серен диоксид.

Физиологични ефекти

Серният диоксид има силни токсични свойства. Симптомите на отравяне са кашлица, хрема, дрезгав глас, особен вкус в устата и силно възпалено гърло. При вдишване на серен диоксид във високи концентрации се появяват затруднено преглъщане и задушаване, нарушения на говора, гадене и повръщане и може да се развие остър белодробен оток.

MPC на серен диоксид:
- на закрито - 10 mg/m³;
- средноденонощна максимална еднократна експозиция в атмосферния въздух - 0,05 mg/m³.

Чувствителността към серен диоксид варира при отделните индивиди, растения и животни. Например сред дърветата най-устойчиви са дъбът и брезата, а най-слабо – смърчът и борът.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Водороден сулфиде безцветен газ с характерна миризма на гниещ протеин.

Той е малко по-тежък от въздуха, втечнява се при температура от -60,3 o C и се втвърдява при -85,6 o C. Във въздуха сероводородът гори със синкав пламък, образувайки серен диоксид и вода:

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

Ако поставите някакъв студен предмет, като например порцеланова чаша, в пламъка на сероводорода, температурата на пламъка спада значително и сероводородът се окислява само до свободна сяра, която се утаява върху чашата под формата на жълто покритие:

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.

Сероводородът е силно запалим; сместа му с въздух експлодира. Сероводородът е много отровен. Продължителното вдишване на въздух, съдържащ този газ, дори и в малки количества, причинява тежко отравяне.

При 20 o C един обем вода разтваря 2,5 обема сероводород. Разтвор на сероводород във вода се нарича сероводородна вода. Когато стои на въздух, особено на светлина, сероводородната вода скоро става мътна от отделената сяра. Това се случва в резултат на окисляването на сероводорода от атмосферния кислород.

Производство на сероводород

При високи температури сярата реагира с водорода, за да образува газ сероводород.

На практика сероводородът обикновено се получава чрез действието на разредени киселини върху серни метали, например железен сулфид:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S.

По-чист сероводород може да се получи чрез хидролиза на CaS, BaS или A1 2 S 3. Най-чистият газ се получава при директна реакция на водород и сяра при 600 °C.

Химични свойства на сероводорода

Разтвор на сероводород във вода има свойствата на киселина. Сероводородът е слаба двуосновна киселина. Той се разделя стъпка по стъпка и главно според първата стъпка:

H 2 S↔H + + HS - (K 1 = 6 × 10 -8).

Втори етап на дисоциация

HS - ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

се среща в незначителна степен.

Сероводородът е силен редуциращ агент. Когато е изложен на силни окислители, той се окислява до серен диоксид или сярна киселина; дълбочината на окисление зависи от условията: температура, pH на разтвора, концентрация на окислителя. Например, реакцията с хлор обикновено протича до образуване на сярна киселина:

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl.

Средните соли на сероводорода се наричат ​​сулфиди.

Приложение на сероводород

Използването на сероводород е доста ограничено, което се дължи главно на високата му токсичност. Намира приложение в лабораторната практика като утаител на тежки метали. Сероводородът служи като суровина за производството на сярна киселина, сяра в елементарна форма и сулфиди

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение	Определете колко пъти по-тежък от въздуха е сероводородът H 2 S.
Решение	Съотношението на масата на даден газ към масата на друг газ, взет в същия обем, при същата температура и същото налягане, се нарича относителна плътност на първия газ спрямо втория. Тази стойност показва колко пъти първият газ е по-тежък или по-лек от втория газ. Относителното молекулно тегло на въздуха се приема за 29 (като се вземе предвид съдържанието на азот, кислород и други газове във въздуха). Трябва да се отбележи, че понятието „относителна молекулна маса на въздуха“ се използва условно, тъй като въздухът е смес от газове. D въздух (H 2 S) = M r (H 2 S) / M r (въздух); D въздух (H 2 S) = 34 / 29 = 1,17. M r (H 2 S) = 2 × A r (H) + A r (S) = 2 × 1 + 32 = 2 + 32 = 34.
Отговор	Сероводородът H 2 S е 1,17 пъти по-тежък от въздуха.

ПРИМЕР 2

Упражнение	Намерете плътността на водорода на смес от газове, в която обемната част на кислорода е 20%, водородът е 40%, а останалото е сероводород H 2 S.
Решение	Обемните фракции на газовете ще съвпадат с моларните, т.е. с части от количества вещества, това е следствие от закона на Авогадро. Нека намерим условното молекулно тегло на сместа: M r условно (смес) = φ (O 2) × M r (O 2) + φ (H 2) × M r (H 2) + φ (H 2 S) × M r (H 2 S);

- (сероводород) H2S, безцветен газ с мирис на развалени яйца; точка на топене = 85.54°C, точка на кипене = 60.35°C; при 0.C се втечнява под налягане 1 MPa. Редуциращ агент. Страничен продукт при рафиниране на петролни продукти, коксуване на въглища и др.; образувани при разлагането...... Голям енциклопедичен речник

Водороден сулфид- (H2S), безцветен, отровен газ с мирис на развалени яйца. Образува се при процеси на гниене, намира се в суровия нефт. Получава се чрез действието на сярна киселина върху метални сулфиди. Използва се в традиционния КАЧЕСТВЕН АНАЛИЗ. Свойства: температура... ... Научно-технически енциклопедичен речник

Водороден сулфид- СУЛВОДОРОД, сероводород и много други. не, съпруг (хим.). Газ, произведен от гниене на протеинови вещества, излъчващ миризма на развалени яйца. Обяснителен речник на Ушаков. Д.Н. Ушаков. 1935 1940... Обяснителен речник на Ушаков

Водороден сулфид- СЪЛВОДОРОД, а, съпруг. Безцветен газ с остра, неприятна миризма, образуван при разграждането на протеинови вещества. | прил. сероводород, о, о. Обяснителен речник на Ожегов. С.И. Ожегов, Н.Ю. Шведова. 1949 1992 … Обяснителен речник на Ожегов

водороден сулфид- съществително име, брой синоними: 1 газ (55) ASIS Речник на синонимите. В.Н. Тришин. 2013… Речник на синонимите

Водороден сулфид- безцветен отровен газ H2S с неприятна специфична миризма. Има леко киселинни свойства. 1 литър C. при t 0 ° C и налягане 760 mm е 1,539 g. Намира се в масла, природни води и газове с биохимичен произход, като... ... Геоложка енциклопедия

Водороден сулфид- ВОДОРОДЕН сулфид, H2S (молекулно тегло 34,07), безцветен газ с характерна миризма на развалени яйца. Един литър газ при нормални условия (0°, 760 mm) тежи 1,5392 г. Температура на кипене 62°, топене 83°; S. е част от газовите емисии... ... Голяма медицинска енциклопедия

водороден сулфид- - Теми на биотехнологиите EN сероводород ... Ръководство за технически преводач

водороден сулфид- СУЛВОДОРОД, a, m Безцветен газ с остра, неприятна миризма, образуван при разлагането на белтъчни вещества и представляващ съединение на сяра с водород. Сероводородът се съдържа в някои минерални води и лечебни кали и се използва... ... Обяснителен речник на руски съществителни

Книги

• Как да откажа пушенето! (DVD), Пелински Игор, „Няма нищо по-лесно от това да откажа цигарите - вече съм спирал тридесет пъти“ (Марк Твен). Защо хората започват да пушат? За да се отпуснете, да се разсеете, да съберете мислите си, да се освободите от стреса или... Категория: Психология. Бизнес Поредица: Пътят към здравето и съвършенството Издател: Сова-Филм, Купете за 275 RUR
• Vestimentiferans са чревни безгръбначни от дълбоководните дълбини, В. В. Малахов, Монографията е посветена на нова група гигантски (до 2,5 m) дълбоководни животни, живеещи в райони на дълбоководна хидротермална активност и студени въглеводородни просмуквания. Повечето... Категория: Медицина Издател: Партньорство за научни публикации КМК, Купете за 176 RUR електронна книга(fb2, fb3, epub, mobi, pdf, html, pdb, lit, doc, rtf, txt)

О.С.ЗАЙЦЕВ

КНИГА ПО ХИМИЯ

ЗА УЧИТЕЛИ В СРЕДНОТО УЧИЛИЩЕ,
СТУДЕНТИ ОТ ПЕДАГОГИЧЕСКИ УНИВЕРСИТЕТИ И УЧЕНИЦИ ОТ 9–10 КЛАС,
КОИТО РЕШИХА ДА СЕ ПОСВЕТЯТ НА ХИМИЯТА И ПРИРОДНИТЕ НАУКИ

УЧЕБНИК ЗАДАЧИ ЛАБОРАТОРНИ ПРАКТИЧЕСКИ НАУЧНИ РАЗКАЗИ ЗА ЧЕТЕНЕ

Продължение. Виж No 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44 , 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24/2004

§ 8.1. Редокс реакции

ЛАБОРАТОРНИ ИЗСЛЕДВАНИЯ
(продължение)

2. Озонът е окислител.

Озонът е най-важното вещество за природата и хората.

Озонът създава озоносфера около Земята на височина от 10 до 50 km с максимално съдържание на озон на височина 20–25 km. Намирайки се в горните слоеве на атмосферата, озонът не позволява на по-голямата част от слънчевите ултравиолетови лъчи, които имат вредно въздействие върху хората, животните и растенията, да достигнат земната повърхност. През последните години бяха открити зони в озоносферата със силно намалено съдържание на озон, така наречените озонови дупки. Не е известно дали озоновите дупки са се образували и преди. Не са ясни и причините за възникването им. Предполага се, че хлорсъдържащите фреони от хладилници и кутии за парфюми под въздействието на ултравиолетовото лъчение на Слънцето отделят хлорни атоми, които реагират с озона и по този начин намаляват концентрацията му в горните слоеве на атмосферата. Учените са изключително обезпокоени от опасността от озонови дупки в атмосферата.
В ниските слоеве на атмосферата озонът се образува в резултат на поредица от последователни реакции между атмосферния кислород и азотните оксиди, отделяни от лошо настроени автомобилни двигатели и разряди от електропроводи с високо напрежение. Озонът е много вреден за дишането - разрушава тъканта на бронхите и белите дробове. Озонът е изключително токсичен (по-мощен от въглеродния окис). Максимално допустимата концентрация във въздуха е 10–5%.
По този начин озонът в горните и долните слоеве на атмосферата има противоположни ефекти върху хората и животинския свят.
Озонът, заедно с хлора, се използва за обработка на водата за разграждане на органични примеси и убиване на бактерии. Въпреки това, както хлорирането, така и озонирането на водата имат своите предимства и недостатъци. Когато водата се хлорира, бактериите са почти напълно унищожени, но се образуват органични вещества с канцерогенен характер, които са вредни за здравето (насърчават развитието на рак) - диоксини и подобни съединения. Когато водата се озонира, такива вещества не се образуват, но озонът не убива всички бактерии и след известно време останалите живи бактерии се размножават изобилно, поглъщайки остатъците от убити бактерии и водата става още по-замърсена с бактериална флора. Следователно озонирането на питейната вода се използва най-добре, когато се използва бързо. Озонирането на водата в басейните е много ефективно, когато водата непрекъснато циркулира през озонатора. Озонът се използва и за пречистване на въздуха. Той е един от екологично чистите окислители, които не оставят вредни продукти от разпадането си.
Озонът окислява почти всички метали с изключение на златото и металите от платиновата група.

Химическите методи за производство на озон са неефективни или твърде опасни. Затова ви съветваме да получите озон, смесен с въздух в озонатор (ефектът на слаб електрически разряд върху кислорода), наличен в училищната лаборатория по физика.

Озонът се получава най-често чрез въздействие върху газообразен кислород с тих електрически разряд (без блясък и искри), който се получава между стените на вътрешните и външните съдове на озонатора. Най-простият озонатор може лесно да се направи от стъклени тръби със запушалки. Ще разберете как да направите това от фиг. 8.4. Вътрешният електрод е метален прът (дълъг пирон), външният електрод е телена спирала. Въздухът може да се издуха с аквариумна въздушна помпа или гумена круша от спрей бутилка. На фиг. 8.4 Вътрешният електрод е разположен в стъклена тръба ( Защо мислиш?), но можете да сглобите озонатор без него. Гумените тапи бързо се корозират от озона.

Удобно е да се получи високо напрежение от индукционната бобина на запалителната система на автомобила чрез непрекъснато отваряне на връзката към източник на ниско напрежение (акумулатор или 12 V токоизправител).
Добивът на озон е няколко процента.

Озонът може да бъде открит качествено с помощта на разтвор на нишесте на калиев йодид. Лента от филтърна хартия може да се накисне в този разтвор или разтворът може да се добави към озонирана вода и въздух с озон може да се прекара през разтвора в епруветка. Кислородът не реагира с йодидния йон.
Уравнение на реакцията:

2I – + O 3 + H 2 O = I 2 + O 2 + 2OH – .

Напишете уравненията за реакциите на получаване и загуба на електрони.
Донесете лента от филтърна хартия, навлажнена с този разтвор, към озонатора. (Защо разтворът на калиев йодид трябва да съдържа нишесте?)Водородният пероксид пречи на определянето на озона с този метод. (Защо?).
Изчислете ЕМП на реакцията, като използвате електродните потенциали:

3. Редуциращи свойства на сероводорода и сулфидния йон.

Сероводородът е безцветен газ с мирис на развалени яйца (някои протеини съдържат сяра).
За провеждане на експерименти със сероводород можете да използвате газообразен сероводород, като го прекарате през разтвор с изследваното вещество или добавете предварително приготвена сероводородна вода към изследваните разтвори (това е по-удобно). Много реакции могат да се проведат с разтвор на натриев сулфид (реакции със сулфидния йон S 2–).
Работете със сероводород само на течение! Смеси от сероводород с въздух горят експлозивно.

Сероводородът обикновено се произвежда в апарат на Кип чрез взаимодействие на 25% сярна киселина (разредена 1:4) или 20% солна киселина (разредена 1:1) върху железен сулфид под формата на парчета с размер 1–2 см. Уравнение на реакцията:

FeS (cr.) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S (g.).

Малки количества сероводород могат да бъдат получени чрез поставяне на кристален натриев сулфид в колба със запушалка, през която е прекарана капеща фуния със спирателен кран и изходяща тръба. Бавно изливане на 5–10% солна киселина от фунията (защо не сяра?), колбата непрекъснато се разклаща чрез разклащане, за да се избегне локално натрупване на нереагирала киселина. Ако това не бъде направено, неочаквано смесване на компонентите може да доведе до бурна реакция, изтласкване на запушалката и разрушаване на колбата.
Равномерен поток от сероводород се получава чрез нагряване на богати на водород органични съединения, като парафин, със сяра (1 част парафин към 1 част сяра, 300 ° C).
За да се получи сероводородна вода, сероводородът преминава през дестилирана (или преварена) вода. Около три обема газ сероводород се разтварят в един обем вода. Когато стои на въздух, сероводородната вода постепенно става мътна. (Защо?).
Сероводородът е силен редуциращ агент: той редуцира халогените до водородни халиди, а сярната киселина до серен диоксид и сяра.
Сероводородът е отровен. ПДК във въздуха е 0,01 mg/l. Дори при ниски концентрации сероводородът дразни очите и дихателните пътища и причинява главоболие. Концентрации над 0,5 mg/l са животозастрашаващи. При по-високи концентрации се засяга нервната система. Вдишването на сероводород може да причини спиране на сърцето и дишането. Понякога сероводородът се натрупва в пещери и канализационни кладенци и човек, хванат там, моментално губи съзнание и умира.
В същото време сероводородните бани имат лечебен ефект върху човешкото тяло.

3а. Реакция на сероводород с водороден пероксид.

Проучете ефекта на разтвора на водороден прекис върху сероводородна вода или разтвор на натриев сулфид.
Въз основа на резултатите от експериментите съставете уравнения на реакцията. Изчислете ЕМП на реакцията и направете заключение за възможността за нейното преминаване.

3б. Реакция на сероводород със сярна киселина.

На капки се налива концентрирана сярна киселина в епруветка с 2–3 ml сероводородна вода (или разтвор на натриев сулфид). (внимателно!)докато се появи мътност. Какво е това вещество? Какви други продукти могат да се получат при тази реакция?
Напишете уравненията на реакцията. Изчислете ЕМП на реакцията, като използвате електродните потенциали:

4. Серен диоксид и сулфитен йон.

Серният диоксид, серният диоксид, е най-важният атмосферен замърсител, отделян от автомобилни двигатели при използване на лошо пречистен бензин и от пещи, в които се изгарят въглища, съдържащи сяра, торф или мазут. Всяка година милиони тонове серен диоксид се отделят в атмосферата поради изгарянето на въглища и нефт.
Серният диоксид се среща естествено във вулканични газове. Серният диоксид се окислява от атмосферния кислород до серен триоксид, който, абсорбирайки вода (пара), се превръща в сярна киселина. Падащият киселинен дъжд разрушава циментовите части на сгради, архитектурни паметници и скулптури, издълбани от камък. Киселинният дъжд забавя растежа на растенията и дори води до тяхната смърт и убива живите организми във водоемите. Такива дъждове измиват фосфорните торове, които са слабо разтворими във вода, от обработваемите земи, които, когато се изпускат във водни тела, водят до бързо размножаване на водорасли и бързо заливане на езера и реки.
Серният диоксид е безцветен газ с остра миризма. Серният диоксид трябва да се получава и да се работи с течение.

Серен диоксид може да се получи чрез поставяне на 5–10 g натриев сулфит в колба, затворена със запушалка с изходна тръба и капеща фуния. От капкова фуния с 10 ml концентрирана сярна киселина (изключително внимание!)изсипете го капка по капка върху кристалите натриев сулфит. Вместо кристален натриев сулфит можете да използвате неговия наситен разтвор.
Серен диоксид може да се получи и чрез реакцията между метална мед и сярна киселина. В облодънна колба, снабдена със запушалка с тръба за изпускане на газ и капеща фуния, поставете медни стърготини или парчета тел и налейте малко сярна киселина от капещата фуния (около 6 ml концентрирана сярна киселина се вземат на 10 g от мед). За да започнете реакцията, затоплете леко колбата. След това добавете киселината капка по капка. Напишете уравненията за приемане и загуба на електрони и общото уравнение.
Свойствата на серния диоксид могат да бъдат изследвани чрез преминаване на газа през разтвор на реагент или под формата на воден разтвор (сярна киселина). Същите резултати се получават при използване на подкислени разтвори на натриеви сулфити Na 2 SO 3 и калиеви сулфити K 2 SO 3. В един обем вода се разтварят до четиридесет обема серен диоксид (получава се ~6% разтвор).
Серният диоксид е токсичен. При леко отравяне започва кашлица, хрема, появяват се сълзи и започва замайване. Увеличаването на дозата води до спиране на дишането.

4а. Взаимодействие на сярна киселина с водороден пероксид.

Предскажете продуктите на реакцията на сярна киселина и водороден пероксид. Проверете предположението си с опит.
Добавете същото количество 3% разтвор на водороден прекис към 2-3 ml сярна киселина. Как да докажем образуването на очакваните продукти на реакцията?
Повторете същия опит с подкислен и алкален разтвор на натриев сулфит.
Напишете уравненията на реакцията и изчислете ЕДС на процеса.
Изберете електродните потенциали, от които се нуждаете:

4б. Реакция между серен диоксид и сероводород.

Тази реакция протича между газообразен SO 2 и H 2 S и служи за получаване на сяра. Реакцията е интересна и защото двата замърсителя на въздуха взаимно се унищожават. Протича ли тази реакция между разтвори на сероводород и серен диоксид? Отговорете на този въпрос с опит.
Изберете електродни потенциали, за да определите дали може да възникне реакция в разтвора:

Опитайте се да извършите термодинамично изчисление на възможността за реакции. Термодинамичните характеристики на веществата за определяне на възможността за реакция между газообразни вещества са както следва:

В кое състояние на веществата - газообразно или разтворено - реакциите са по-предпочитани?

Сяра– елемент от 3-ти период и VIA група на Периодичната система, пореден номер 16, се отнася за халкогени.Електронната формула на атома е [ 10 Ne] 3s 2 3p 4, характерните степени на окисление са 0, -II, +IV и +VI, състоянието S VI се счита за стабилно.

Скала на степени на окисление на сярата:

Електроотрицателността на сярата е 2,60 и се характеризира с неметални свойства. Във водородните и кислородните съединения се намира в различни аниони и образува кислородсъдържащи киселини и техните соли, бинарни съединения.

В природата - петнадесетиелемент по химично изобилие (седми сред неметалите). Среща се в свободна (нативна) и обвързана форма. Жизнен елемент за висшите организми.

Сяра С.Просто вещество. Жълти кристални (α‑ромбични и β‑моноклинни,

при 95,5 °C) или аморфен (пластмасов). В възлите на кристалната решетка има S 8 молекули (неравнинни пръстени от типа "корона"), аморфната сяра се състои от S n вериги. Ниско топящо се вещество, вискозитетът на течността преминава през максимум при 200 °C (разпадане на S 8 молекули, преплитане на S n вериги). Двойката съдържа молекули S 8, S 6, S 4, S 2. При 1500 °C се появява моноатомна сяра (в химичните уравнения за простота всяка сяра се изобразява като S).

Сярата е неразтворима във вода и при нормални условия не реагира с нея; тя е силно разтворима във въглероден дисулфид CS 2.

Сярата, особено сярата на прах, е силно активна при нагряване. Реагира като окислител с метали и неметали:

но като редуциращ агент– с флуор, кислород и киселини (кипящи):

Сярата претърпява дисмутация в алкални разтвори:

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

При високи температури (400 °C) сярата измества йода от йодоводорода:

S + 2HI (g) = I 2 + H 2 S,

но в разтвор реакцията протича в обратната посока:

I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

Касова бележка: В индустрияпретопен от естествени находища на естествена сяра (използвайки водна пара), освободен по време на десулфуризация на продукти от газификация на въглища.

Сярата се използва за синтеза на въглероден дисулфид, сярна киселина, серни багрила, при вулканизиране на каучук, като средство за защита на растенията от брашнеста мана и за лечение на кожни заболявания.

Сероводород H2S.Аноксична киселина. Безцветен газ със задушлива миризма, по-тежък от въздуха. Молекулата има структура на двойно непълен тетраедър [::S(H) 2 ]

(sp 3 -хибридизация, валетният ъгъл H – S–H е далеч от тетраедричен). Нестабилен при нагряване над 400 °C. Слабо разтворим във вода (2,6 l/1 l H 2 O при 20 °C), наситен децимоларен разтвор (0,1 M, „сероводородна вода”). Много слаба киселина в разтвор, практически не се дисоциира във втория етап до S 2- йони (максималната концентрация на S 2- е 1 10 - 13 mol/l). Когато е изложен на въздух, разтворът става мътен (инхибиторът е захароза). Неутрализира се от основи, но не напълно от амонячен хидрат. Силен редуциращ агент. Влиза в йонообменни реакции. Сулфидиращият агент утаява от разтвора различно оцветени сулфиди с много ниска разтворимост.

Качествени реакции– утаяване на сулфиди, както и непълно изгаряне на H 2 S с образуване на жълта сяра върху студен предмет, поставен в пламъка (порцеланова шпатула). Страничен продукт от рафинирането на нефт, природен и коксов газ.

Използва се при производството на сяра, неорганични и органични съединения, съдържащи сяра, като аналитичен реагент. Изключително отровен. Уравнения на най-важните реакции:

Касова бележка: В индустрия– директен синтез:

H 2 + S = H2S(150–200 °C)

или чрез нагряване на сяра с парафин;

V лаборатории– изместване от сулфиди със силни киселини

FeS + 2НCl (конц.) = FeCl 2 + H2S

или пълна хидролиза на бинарни съединения:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3 H2S

Натриев сулфид Na2S.Безкислородна сол. Бял, много хигроскопичен. Топи се без разлагане, термично стабилен. Той е силно разтворим във вода, хидролизира при аниона и създава силно алкална среда в разтвора. При излагане на въздух разтворът става мътен (колоидна сяра) и става жълт (полисулфиден цвят). Типичен редуктор. Добавя сяра. Влиза в йонообменни реакции.

Качествени реакциивърху S 2‑ йон – утаяване на различно оцветени метални сулфиди, от които MnS, FeS, ZnS се разлагат до HCl (разреден).

Използва се в производството на серни бои и целулоза, за премахване на косми от кожи при дъбене на кожа, като реактив в аналитичната химия.

Уравнения на най-важните реакции:

Na 2 S + 2НCl (разреден) = 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)

Na2S + H2S (наситен) = 2NaHS

Na 2 S (t) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (над 400 °C)

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

S 2‑ + M 2+ = MnS (тел.)↓; FeS (черен)↓; ZnS (бял)↓

S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (черно)↓

S 2‑ + M 2+ = СdS (жълто)↓; PbS, CuS, HgS (черен)↓

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

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

Касова бележка V индустрия– калциниране на минерала мирабилит Na 2 SO 4 10H 2 O в присъствието на редуциращи агенти:

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

Алуминиев сулфид Al 2 S 3.Безкислородна сол. Бяло, връзката Al–S е предимно ковалентна. Топи се без разлагане при свръхналягане N 2, лесно сублимира. Окислява се на въздух при нагряване. Напълно се хидролизира от вода и не се утаява от разтвора. Разлага се със силни киселини. Използва се като твърд източник на чист сероводород. Уравнения на най-важните реакции:

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

Al 2 S 3 + 6HCl (разреден) = 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 (въздух) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)

Касова бележка: взаимодействие на алуминий с разтопена сяра в отсъствие на кислород и влага:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)

Железен (II) сулфид FeS.Безкислородна сол. Черно-сив със зелен оттенък, огнеупорен, разлага се при нагряване във вакуум. Когато е мокър, той е чувствителен към кислорода на въздуха. Неразтворим във вода. Не се утаява, когато разтвори на железни (II) соли са наситени със сероводород. Разлага се с киселини. Използва се като суровина при производството на чугун, солиден източник на сероводород.

Съединението на желязо(III) Fe 2 S 3 не е известно (не е получено).

Уравнения на най-важните реакции:

Касова бележка:

Fe + S = FeS(600 °C)

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

FeCl2 + 2NH4HS (g) = FeS↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S

Железен дисулфид FeS 2.Двоична връзка. Има йонна структура Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . Тъмно жълто, термично стабилно, разлага се при нагряване. Неразтворим във вода, не реагира с разредени киселини и основи. Разлага се от окислителни киселини и се изпича във въздуха. Използва се като суровина при производството на чугун, сяра и сярна киселина и като катализатор в органичния синтез. Рудни минерали, открити в природата пиритИ Марказит.

Уравнения на най-важните реакции:

FeS 2 = FeS + S (над 1170 °C, вакуум)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (конц., хоризонтално) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14H 2 O

FeS 2 + 18HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O

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

Амониев хидросулфид NH 4 HS.Безкислородна кисела сол. Бяло, топи се при свръхналягане. Много летлив, термично нестабилен. Окислява се на въздух. Той е силно разтворим във вода, хидролизира се в катион и анион (преобладава), създава алкална среда. Разтворът става жълт на въздух. Разлага се с киселини и добавя сяра в наситен разтвор. Не се неутрализира от алкали, средната сол (NH 4) 2 S не съществува в разтвор (за условията за получаване на средната сол вижте раздела „H 2 S“). Използва се като компонент на фотографски проявители, като аналитичен реагент (сулфиден утаител).

Уравнения на най-важните реакции:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (над 20 °C)

NH 4 HS + HCl (разреден) = 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 (наситен H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓

Касова бележка: насищане на концентриран разтвор на NH3 със сероводород:

NH3H2O ​​(конц.) + H2S (g) = NH 4 HS+ H2O

В аналитичната химия разтвор, съдържащ равни количества NH 4 HS и NH 3 H 2 O, обикновено се счита за разтвор на (NH 4) 2 S и формулата на средната сол се използва при писане на реакционните уравнения, въпреки че амониевият сулфид е напълно хидролизиран във вода до NH4HS и NH3H2O.

серен диоксид. Сулфити

Серен диоксид SO2.Киселинен оксид. Безцветен газ с остра миризма. Молекулата има структура на непълен триъгълник [: S(O) 2 ] (sp 2 - хибридизация), съдържа σ, π връзки S=O. Лесно втечняващ се, термично стабилен. Силно разтворим във вода (~40 l/1 l H 2 O при 20 °C). Образува полихидрат със свойствата на слаба киселина; продуктите на дисоциация са HSO 3 - и SO 3 2 - йони. Йонът HSO 3 има две тавтомерни форми - симетричен(некиселинна) с тетраедрична структура (sp 3 -хибридизация), която преобладава в сместа, и асиметричен(киселинен) със структурата на непълен тетраедър [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 -хибридизация). SO 3 2‑ йонът също е тетраедричен [: S(O) 3 ].

Реагира с основи, амонячен хидрат. Типичен редуциращ агент, слаб окислител.

Качествена реакция– обезцветяване на жълто-кафява “йодна вода”. Междинен продукт при производството на сулфити и сярна киселина.

Използва се за избелване на вълна, коприна и слама, консервиране и съхранение на плодове, като дезинфектант, антиоксидант и хладилен агент. Отровни.

Съединението със състав H 2 SO 3 (сярна киселина) е неизвестно (не съществува).

Уравнения на най-важните реакции:

Разтворимост във вода и киселинни свойства:

Касова бележка: в промишлеността - изгаряне на сяра във въздух, обогатен с кислород, и в по-малка степен печене на сулфидни руди (SO 2 - свързан газ при печене на пирит):

S + O 2 = SO 2(280–360 °C)

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

в лабораторията - изместване на сулфити със сярна киселина:

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

Натриев сулфит Na 2 SO 3.Оксозол. Бяло. При нагряване на въздух се разлага без да се топи и се топи под свръхналягане на аргон. Когато е мокър и в разтвор, той е чувствителен към атмосферния кислород. Той е силно разтворим във вода и хидролизира при аниона. Разлага се с киселини. Типичен редуктор.

Качествена реакциявърху SO 3 2‑ йон - образуването на бяла утайка от бариев сулфит, която се прехвърля в разтвор със силни киселини (HCl, HNO 3).

Използва се като реагент в аналитичната химия, компонент на фотографски разтвори и неутрализатор на хлор за избелване на тъкани.

Уравнения на най-важните реакции:

Касова бележка:

Na 2 CO 3 (конц.) + SO 2 = Na2SO3+CO2

Сярна киселина. Сулфати

Сярна киселина H 2 SO 4.Оксокиселина. Безцветна течност, много вискозна (мазна), много хигроскопична. Молекулата има нарушена тетраедрична структура (sp 3 -хибридизация), съдържа ковалентни σ-връзки S – OH и σπ-връзки S=O. SO 4 2‑ йонът има правилна тетраедрична структура. Има широк температурен диапазон на течното състояние (~300 градуса). Частично се разлага при нагряване над 296 °C. Дестилира се под формата на азеотропна смес с вода (масова част на киселината 98,3%, точка на кипене 296–340 °C), а при по-силно нагряване се разлага напълно. Неограничено смесим с вода (със силна екзо‑ефект). Силна киселина в разтвор, неутрализирана от основи и амонячен хидрат. Превръща металите в сулфати (с излишък от концентрирана киселина при нормални условия се образуват разтворими хидросулфати), но металите Be, Bi, Co, Fe, Mg и Nb се пасивират в концентрирана киселина и не реагират с нея. Реагира с основни оксиди и хидроксиди, разлага соли на слаби киселини. Слаб окислител в разреден разтвор (поради H I), силен окислител в концентриран разтвор (поради S VI). Той разтваря добре SO 3 и реагира с него (образува се тежка мазна течност - олеум,съдържа H 2 S 2 O 7).

Качествена реакциявърху SO 4 2‑ йон - утаяване на бял бариев сулфат BaSO 4 (утайката не се прехвърля в разтвор от солна и азотна киселина, за разлика от бялата утайка BaSO 3).

Използва се в производството на сулфати и други серни съединения, минерални торове, експлозиви, багрила и лекарства, в органичния синтез, за ​​"отваряне" (първият етап на преработка) на индустриално важни руди и минерали, при пречистване на петрол продукти, при електролиза на вода, като електролит за оловни батерии. Токсичен, причинява изгаряния на кожата. Уравнения на най-важните реакции:

Касова бележка V индустрия:

а) синтез на SO 2 от сяра, сулфидни руди, сероводород и сулфатни руди:

S + O 2 (въздух) = SO 2(280–360 °C)

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

2H 2 S + 3O 2 (g) = 2 SO 2+ 2H 2 O (250–300 °C)

CaSO 4 + C (кокс) = CaO + SO 2+ CO (1300–1500 °C)

б) превръщане на SO 2 в SO 3 в контактен апарат:

в) синтез на концентрирана и безводна сярна киселина:

H 2 O (разреден H 2 SO 4) + SO 3 = H2SO4(конц., безводен)

(абсорбцията на SO 3 с чиста вода за получаване на H 2 SO 4 не се извършва поради силното нагряване на сместа и обратното разлагане на H 2 SO 4, виж по-горе);

г) синтез олеум– смес от безводен H 2 SO 4, дисулфурна киселина H 2 S 2 O 7 и излишък от SO 3. Разтвореният SO 3 гарантира безводността на олеума (при навлизане на вода веднага се образува H 2 SO 4), което позволява безопасното му транспортиране в стоманени резервоари.

Натриев сулфат Na 2 SO 4.Оксозол. Бяло, хигроскопично. Топи се и кипи без разлагане. Образува кристален хидрат (минерал мирабилит),лесно губи вода; техническо име Глауберова сол.Той е силно разтворим във вода и не се хидролизира. Реагира с H 2 SO 4 (конц.), SO 3 . Редуцира се от водород и кокс при нагряване. Влиза в йонообменни реакции.

Използва се в производството на стъкло, целулоза и минерални бои, като лекарство. Съдържа се в саламура на солени езера, по-специално в залива Кара-Богаз-Гол на Каспийско море.

Уравнения на най-важните реакции:

Калиев хидроген сулфат KHSO 4.Киселинна оксо сол. Бял, хигроскопичен, но не образува кристални хидрати. При нагряване се топи и разлага. Той е силно разтворим във вода; анионът претърпява дисоциация в разтвора; средата на разтвора е силно кисела. Неутрализиран от алкали.

Използва се като компонент на флюсове в металургията, съставна част на минерални торове.

Уравнения на най-важните реакции:

2KHSO 4 = K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (до 240 °C)

2KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + H 2 O (320–340 °C)

KHSO 4 (разреден) + KOH (конц.) = K 2 SO 4 + H 2 O KHSO 4 + KCl = K 2 SO 4 + HCl (450–700 °C)

6KHSO 4 + M 2 O 3 = 2KM(SO 4) 2 + 2K 2 SO 4 + 3H 2 O (350–500 °C, M = Al, Cr)

Касова бележка: обработка на калиев сулфат с концентрирана (повече от 60%) сярна киселина на студено:

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

Калциев сулфат CaSO 4.Оксозол. Бял, много хигроскопичен, огнеупорен, разлага се при нагряване. Естественият CaSO 4 се среща като много често срещан минерал гипс CaSO 4 2H 2 O. При 130 °C гипсът губи част от водата и се превръща в изгорен (гипсов) гипс 2CaSO 4 H 2 O (техническо наименование алабастър).На минерала отговаря напълно дехидратиран (200 °C) гипс анхидрит CaSO4. Слабо разтворим във вода (0,206 g/100 g H 2 O при 20 °C), разтворимостта намалява при нагряване. Реагира с H 2 SO 4 (конц.). Възстановен от кокс по време на синтез. Определя по-голямата част от „постоянната“ твърдост на прясна вода (вижте 9.2 за подробности).

Уравнения на най-важните реакции: 100–128 °C

Използва се като суровина при производството на SO 2, H 2 SO 4 и (NH 4) 2 SO 4, като флюс в металургията и като хартиен пълнител. Свързващият разтвор, направен от изгорен гипс, „втвърдява“ по-бързо от смес на основата на Ca(OH) 2 . Втвърдяването се осигурява от свързването на водата, образуването на гипс под формата на каменна маса. От горен гипс се изработват гипсови отливки, архитектурни и декоративни форми и изделия, преградни плочи и панели, каменни подове.

Алуминиево-калиев сулфат KAl(SO 4) 2.Двойна оксо сол. Бяло, хигроскопично. Разлага се при силно нагряване. Образува кристален хидрат - калиева стипца.Умерено разтворим във вода, хидролизира се с алуминиев катион. Реагира с основи, амонячен хидрат.

Използва се като цвях за боядисване на тъкани, средство за дъбене на кожа, коагулант за пречистване на прясна вода, компонент на състави за оразмеряване на хартия, външно кръвоспиращо средство в медицината и козметологията. Образува се от съвместната кристализация на алуминиеви и калиеви сулфати.

Уравнения на най-важните реакции:

Хром(III) сулфат - калиев KCr(SO 4) 2.Двойна оксо сол. Червено (хидратно тъмно лилаво, техническо наименование хром-калиева стипца).При нагряване се разлага, без да се топи. Той е силно разтворим във вода (сиво-синият цвят на разтвора съответства на аква комплекс 3+), хидролизира се при хром(III) катион. Реагира с основи, амонячен хидрат. Слаб окислител и редуциращ агент. Влиза в йонообменни реакции.

Качествени реакциивърху йона Cr 3+ – редукция до Cr 2+ или окисление до жълт CrO 4 2‑.

Използва се като средство за дъбене на кожа, стъргащо средство за боядисване на тъкани и реагент във фотографията. Образува се от съвместната кристализация на хром(III) и калиеви сулфати. Уравнения на най-важните реакции:

Манганов (II) сулфат MnSO 4 .Оксозол. Бял, топи се и се разлага при нагряване. Кристален хидрат MnSO 4 5H 2 O – червено-розов, техническо наименование манганов сулфат.Той е силно разтворим във вода, светлорозовият (почти безцветен) цвят на разтвора съответства на аквакомплекс 2+; хидролизира при катиона. Реагира с основи, амонячен хидрат. Слаб редуциращ агент, реагира с типични (силни) окислители.

Качествени реакциивърху йона Mn 2+ – комутация с йона MnO 4 и изчезването на виолетовия цвят на последния, окисление на Mn 2+ до MnO 4 и поява на виолетов цвят.

Използва се за производството на Mn, MnO 2 и други манганови съединения, като микротор и аналитичен реагент.

Уравнения на най-важните реакции:

Касова бележка:

2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (конц.) = 2 MnSO4+ O 2 + 2H 2 O (100 °C)

Железен (II) сулфат FeSO 4 .Оксозол. Бял (светлозелен хидрат, техническо наименование мастилен камък),хигроскопичен. Разлага се при нагряване. Той е силно разтворим във вода и леко се хидролизира от катиона. Бързо се окислява в разтвор от атмосферен кислород (разтворът пожълтява и става мътен). Реагира с окислителни киселини, основи и амонячен хидрат. Типичен редуктор.

Използва се като компонент на минерални бои, електролити в галванопластиката, консервант за дърво, фунгицид и лекарство срещу анемия. В лабораторията често се приема под формата на двойна сол Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( сол на Мор),по-устойчив на въздух.

Уравнения на най-важните реакции:

Касова бележка:

Fe + H 2 SO 4 (разреден) = FeSO4+H2

FeCO3 + H2SO4 (разреден) = FeSO4+ CO 2 + H 2 O

7.4. Неметали VA‑група

Азот. Амоняк

Азот– елемент от 2-ри период и VA група на Периодичната система, пореден номер 7. Електронна формула на атома [ 2 He] 2s 2 2p 3, характерни степени на окисление 0, -III, +III и +V, по-рядко +II , +IV и т.н.; състоянието N v се счита за относително стабилно.

Скала на нивата на окисление на азота:

Азотът има висока електроотрицателност (3,07), трета след F и O. Той проявява типични неметални (киселинни) свойства. Образува различни кислородсъдържащи киселини, соли и бинарни съединения, както и амониевия катион NH 4 + и неговите соли.

В природата - седемнадесетипо химическо изобилие елемент (девети сред неметалите). Жизнен елемент за всички организми.

Азот N 2.Просто вещество. Състои се от неполярни молекули с много стабилна σππ-връзка N ≡ N, това обяснява химическата инертност на азота при нормални условия. Безцветен газ без вкус и мирис, който кондензира в безцветна течност (за разлика от O2).

Основен компонент на въздуха: 78,09% обемни, 75,52% масови. Азотът извира от течния въздух преди кислорода O2. Слабо разтворим във вода (15,4 ml/1 l H 2 O при 20 ° C), разтворимостта на азота е по-малка от тази на кислорода.

При стайна температура N2 реагира само с литий (във влажна атмосфера), образувайки литиев нитрид Li3N; нитриди на други елементи се синтезират при силно нагряване:

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)

При електрически разряд N2 реагира с флуор и в много малка степен с кислород:

Обратимата реакция за получаване на амоняк протича при 500 °C, под налягане до 350 atm и винаги в присъствието на катализатор (Fe/F 2 O 3 /FeO, в лабораторията Pt):

Според принципа на Льо Шателие, увеличаването на добива на амоняк трябва да настъпи с увеличаване на налягането и намаляване на температурата. Скоростта на реакцията при ниски температури обаче е много ниска, така че процесът се провежда при 450–500 °C, като се постига 15% добив на амоняк. Нереагиралите N2 и H2 се връщат в реактора и по този начин повишават степента на реакцията.

Азотът е химически пасивен по отношение на киселини и основи и не поддържа горене.

Касова бележка V индустрия– фракционна дестилация на течен въздух или отстраняване на кислород от въздуха чрез химически средства, например чрез реакция 2C (кокс) + O 2 = 2CO при нагряване. В тези случаи се получава азот, който също съдържа примеси от благородни газове (главно аргон).

IN лабораториималки количества химически чист азот могат да бъдат получени чрез реакция на комутация с умерено нагряване:

N-III H 4 N III O 2(t) = 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)

Използва се за синтез на амоняк, азотна киселина и други азотсъдържащи продукти, като инертна среда за химични и металургични процеси и съхранение на запалими вещества.

Амоняк NH3.Бинарно съединение, степента на окисление на азота е – III. Безцветен газ с остър характерен мирис. Молекулата има структура на непълен тетраедър [: N(H) 3)] (sp 3 -хибридизация). Наличието на донорна двойка електрони на sp 3 -хибридната орбитала на азота в молекулата NH 3 определя характерната реакция на добавяне на водороден катион, което води до образуването на катион амоний NH4+. Втечнява се при свръхналягане при стайна температура. В течно състояние се свързва чрез водородни връзки. Термично нестабилен. Силно разтворим във вода (повече от 700 l/1 l H 2 O при 20 °C); съотношението в наситения разтвор е = 34% от масата и = 99% от обема, pH = 11,8.

Много реактивен, склонен към присъединителни реакции. Cr реагира в кислород, реагира с киселини. Проявява редуциращи (поради N-III) и окислителни (поради H I) свойства. Изсушава се само с калциев оксид.

Качествени реакции– образуване на бял „дим“ при контакт с газообразен HCl, почерняване на лист хартия, навлажнен с разтвор на Hg 2 (NO 3) 2.

Междинен продукт при синтеза на HNO 3 и амониеви соли. Използва се в производството на сода, азотни торове, багрила, експлозиви; течният амоняк е хладилен агент. Отровни.

Уравнения на най-важните реакции:

Касова бележка: В лаборатории– изместване на амоняка от амониеви соли при нагряване с натриева вар (NaOH + CaO):

или кипене на воден разтвор на амоняк и след това изсушаване на газа.

IN индустрияамонякът се синтезира от азот (виж) с водород. Произвежда се от промишлеността във втечнена форма или под формата на концентриран воден разтвор под техническото наименование амонячна вода.

Амонячен хидрат NH3H2O.Междумолекулна връзка. Бяло, в кристалната решетка - молекули NH 3 и H 2 O, свързани чрез слаба водородна връзка H 3 N ... HON. Присъства във воден разтвор на амоняк, слаба основа (продукти на дисоциация - NH 4 ‑ катион и OH ‑ анион). Амониевият катион има правилна тетраедрична структура (sp 3 хибридизация). Термично нестабилен, напълно се разлага при кипене на разтвора. Неутрализиран от силни киселини. Проявява редуциращи свойства (поради N III) в концентриран разтвор. Влиза в йонообменни и комплексообразуващи реакции.

Качествена реакция– образуване на бял „дим“ при контакт с газообразен HCl.

Използва се за създаване на леко алкална среда в разтвора по време на утаяването на амфотерни хидроксиди.

1M разтвор на амоняк съдържа главно NH3H2O ​​хидрат и само 0,4% NH4+ и OH - йони (поради дисоциация на хидрат); По този начин йонният „амониев хидроксид NH 4 OH“ практически не се съдържа в разтвора и няма такова съединение в твърдия хидрат. Уравнения на най-важните реакции:

NH 3 H 2 O (конц.) = NH 3 + H 2 O (кипене с NaOH)

NH 3 H 2 O + HCl (разреден) = NH 4 Cl + H 2 O

3(NH 3 H 2 O) (конц.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

8(NH 3 H 2 O) (конц.) + ZBr 2 (p) = N 2 + 6NH 4 Br + 8H 2 O (40–50 °C)

2(NH 3 H 2 O) (конц.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH

4(NH3H2O) (конц.)+ Ag2O= 2OH + 3H2O

4(NH 3 H 2 O) (конц.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O

6(NH3H2O) (конц.) + NiCl2 = Cl2 + 6H2O

Често се нарича разреден разтвор на амоняк (3–10%) амоняк(името е измислено от алхимици), а концентрираният разтвор (18,5–25%) - амонячна вода(произведени от индустрията).

Свързана информация.