Το οξείδιο του θείου (διοξείδιο του θείου, διοξείδιο του θείου, διοξείδιο του θείου) είναι ένα άχρωμο αέριο που υπό κανονικές συνθήκες έχει μια έντονη χαρακτηριστική οσμή (παρόμοια με τη μυρωδιά ενός αναμμένου σπίρτου). Υγροποιείται υπό πίεση σε θερμοκρασία δωματίου. Το διοξείδιο του θείου είναι διαλυτό στο νερό και σχηματίζεται ασταθές θειικό οξύ. Αυτή η ουσία είναι επίσης διαλυτή σε θειικό οξύ και αιθανόλη. Αυτό είναι ένα από τα κύρια συστατικά που συνθέτουν τα ηφαιστειακά αέρια.

1. Το διοξείδιο του θείου διαλύεται στο νερό, με αποτέλεσμα το θειικό οξύ. Υπό κανονικές συνθήκες, αυτή η αντίδραση είναι αναστρέψιμη.

SO2 (διοξείδιο του θείου) + H2O (νερό) = H2SO3 (θειικό οξύ).

2. Με τα αλκάλια, το διοξείδιο του θείου σχηματίζει θειώδη. Για παράδειγμα: 2NaOH (υδροξείδιο του νατρίου) + SO2 (διοξείδιο του θείου) = Na2SO3 (θειώδες νάτριο) + H2O (νερό).

3. Η χημική δραστηριότητα του διοξειδίου του θείου είναι αρκετά υψηλή. Οι αναγωγικές ιδιότητες του διοξειδίου του θείου είναι πιο έντονες. Σε τέτοιες αντιδράσεις, η κατάσταση οξείδωσης του θείου αυξάνεται. Για παράδειγμα: 1) SO2 (διοξείδιο του θείου) + Br2 (βρώμιο) + 2H2O (νερό) = H2SO4 (θειικό οξύ) + 2HBr (υδροβρώμιο); 2) 2SO2 (διοξείδιο του θείου) + O2 (οξυγόνο) = 2SO3 (θειώδες); 3) 5SO2 (διοξείδιο του θείου) + 2KMnO4 (υπερμαγγανικό κάλιο) + 2H2O (νερό) = 2H2SO4 (θειικό οξύ) + 2MnSO4 (θειικό μαγγάνιο) + K2SO4 (θειικό κάλιο).

Η τελευταία αντίδραση είναι ένα παράδειγμα ποιοτικής αντίδρασης σε SO2 και SO3. Το διάλυμα αποκτά μωβ χρώμα.)

4. Παρουσία ισχυρών αναγωγικών παραγόντων, το διοξείδιο του θείου μπορεί να εμφανίσει οξειδωτικές ιδιότητες. Για παράδειγμα, για την εξαγωγή θείου από τα καυσαέρια στη μεταλλουργική βιομηχανία, χρησιμοποιούν την αναγωγή του διοξειδίου του θείου με μονοξείδιο του άνθρακα (CO): SO2 (διοξείδιο του θείου) + 2CO (μονοξείδιο του άνθρακα) = 2CO2 + S (θείο).

Επίσης, οι οξειδωτικές ιδιότητες αυτής της ουσίας χρησιμοποιούνται για τη λήψη φωσφορικού οξέος: PH3 (φωσφίνη) + SO2 (διοξείδιο του θείου) = H3PO2 (φωσφορικό οξύ) + S (θείο).

Πού χρησιμοποιείται το διοξείδιο του θείου;

Το διοξείδιο του θείου χρησιμοποιείται κυρίως για την παραγωγή θειικού οξέος. Χρησιμοποιείται επίσης στην παραγωγή ποτών χαμηλής περιεκτικότητας σε αλκοόλ (κρασί και άλλα ποτά μεσαίας τιμής). Λόγω της ιδιότητας αυτού του αερίου να σκοτώνει διάφορους μικροοργανισμούς, χρησιμοποιείται για τον υποκαπνισμό αποθηκών και λαχανικών. Επιπλέον, το οξείδιο του θείου χρησιμοποιείται για τη λεύκανση του μαλλιού, του μεταξιού και του άχυρου (αυτά τα υλικά που δεν μπορούν να λευκανθούν με χλώριο). Στα εργαστήρια, το διοξείδιο του θείου χρησιμοποιείται ως διαλύτης και για να ληφθούν διάφορα άλατα του διοξειδίου του θείου.

Φυσιολογικές επιδράσεις

Το διοξείδιο του θείου έχει ισχυρές τοξικές ιδιότητες. Τα συμπτώματα της δηλητηρίασης είναι ο βήχας, η καταρροή, η βραχνάδα, μια περίεργη γεύση στο στόμα και ο έντονος πονόλαιμος. Όταν εισπνέεται διοξείδιο του θείου σε υψηλές συγκεντρώσεις, εμφανίζεται δυσκολία στην κατάποση και πνιγμός, διαταραχή της ομιλίας, ναυτία και έμετος και μπορεί να αναπτυχθεί οξύ πνευμονικό οίδημα.

MPC διοξειδίου του θείου:
- σε εσωτερικούς χώρους - 10 mg/m³;
- μέση ημερήσια μέγιστη εφάπαξ έκθεση στον ατμοσφαιρικό αέρα - 0,05 mg/m³.

Η ευαισθησία στο διοξείδιο του θείου ποικίλλει μεταξύ ατόμων, φυτών και ζώων. Για παράδειγμα, μεταξύ των δέντρων τα πιο ανθεκτικά είναι η βελανιδιά και η σημύδα και τα λιγότερο ανθεκτικά είναι η ερυθρελάτη και το πεύκο.

ΟΡΙΣΜΟΣ

Υδρόθειοείναι ένα άχρωμο αέριο με χαρακτηριστική οσμή πρωτεΐνης που σαπίζει.

Είναι ελαφρώς βαρύτερο από τον αέρα, υγροποιείται σε θερμοκρασία -60,3 o C και στερεοποιείται στους -85,6 o C. Στον αέρα, το υδρόθειο καίγεται με μπλε φλόγα, σχηματίζοντας διοξείδιο του θείου και νερό:

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

Εάν εισάγετε κάποιο κρύο αντικείμενο, όπως ένα κύπελλο πορσελάνης, στη φλόγα υδρόθειου, η θερμοκρασία της φλόγας πέφτει σημαντικά και το υδρόθειο οξειδώνεται μόνο σε ελεύθερο θείο, το οποίο κατακάθεται στο κύπελλο με τη μορφή κίτρινης επικάλυψης:

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

Το υδρόθειο είναι πολύ εύφλεκτο. το μείγμα του με τον αέρα εκρήγνυται. Το υδρόθειο είναι πολύ δηλητηριώδες. Η παρατεταμένη εισπνοή αέρα που περιέχει αυτό το αέριο, ακόμη και σε μικρές ποσότητες, προκαλεί σοβαρή δηλητηρίαση.

Στους 20 o C, ένας όγκος νερού διαλύει 2,5 όγκους υδρόθειου. Ένα διάλυμα υδρόθειου σε νερό ονομάζεται υδρόθειο νερό. Όταν στέκεται στον αέρα, ειδικά στο φως, το υδρόθειο νερό σύντομα γίνεται θολό από το θείο που απελευθερώνεται. Αυτό συμβαίνει ως αποτέλεσμα της οξείδωσης του υδρόθειου από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο.

Παραγωγή υδρόθειου

Σε υψηλές θερμοκρασίες, το θείο αντιδρά με το υδρογόνο για να σχηματίσει αέριο υδρόθειο.

Στην πράξη, το υδρόθειο παράγεται συνήθως από τη δράση αραιών οξέων σε μέταλλα θείου, για παράδειγμα θειούχου σιδήρου:

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

Περισσότερο καθαρό υδρόθειο μπορεί να ληφθεί με υδρόλυση CaS, BaS ή A1 2 S 3. Το πιο καθαρό αέριο λαμβάνεται με την άμεση αντίδραση υδρογόνου και θείου στους 600 °C.

Χημικές ιδιότητες του υδρόθειου

Ένα διάλυμα υδρόθειου σε νερό έχει τις ιδιότητες ενός οξέος. Το υδρόθειο είναι ένα ασθενές διβασικό οξύ. Διαχωρίζεται βήμα προς βήμα και κυρίως σύμφωνα με το πρώτο βήμα:

H 2 S↔H + + HS - (K 1 = 6 × 10 -8).

Διάσπαση δεύτερου σταδίου

HS - ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

εμφανίζεται σε αμελητέα έκταση.

Το υδρόθειο είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας. Όταν εκτίθεται σε ισχυρά οξειδωτικά μέσα, οξειδώνεται σε διοξείδιο του θείου ή θειικό οξύ. το βάθος της οξείδωσης εξαρτάται από τις συνθήκες: θερμοκρασία, pH του διαλύματος, συγκέντρωση του οξειδωτικού παράγοντα. Για παράδειγμα, η αντίδραση με το χλώριο συνήθως προχωρά σε σχηματισμό θειικού οξέος:

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.

Τα μεσαία άλατα του υδρόθειου ονομάζονται σουλφίδια.

Εφαρμογή υδρόθειου

Η χρήση του υδρόθειου είναι αρκετά περιορισμένη, γεγονός που οφείλεται κυρίως στην υψηλή τοξικότητά του. Έχει βρει εφαρμογή στην εργαστηριακή πρακτική ως κατακρημνιστής για βαρέα μέταλλα. Το υδρόθειο χρησιμεύει ως πρώτη ύλη για την παραγωγή θειικού οξέος, θείου σε στοιχειακή μορφή και θειούχων

Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1

Ασκηση	Προσδιορίστε πόσες φορές βαρύτερο από τον αέρα είναι το υδρόθειο H 2 S.
Λύση	Ο λόγος της μάζας ενός δεδομένου αερίου προς τη μάζα ενός άλλου αερίου που λαμβάνεται στον ίδιο όγκο, στην ίδια θερμοκρασία και την ίδια πίεση ονομάζεται σχετική πυκνότητα του πρώτου αερίου προς το δεύτερο. Αυτή η τιμή δείχνει πόσες φορές το πρώτο αέριο είναι βαρύτερο ή ελαφρύτερο από το δεύτερο αέριο. Το σχετικό μοριακό βάρος του αέρα λαμβάνεται ως 29 (λαμβάνοντας υπόψη την περιεκτικότητα του αέρα σε άζωτο, οξυγόνο και άλλα αέρια). Πρέπει να σημειωθεί ότι η έννοια της «σχετικής μοριακής μάζας αέρα» χρησιμοποιείται υπό όρους, καθώς ο αέρας είναι ένα μείγμα αερίων. D αέρας (H 2 S) = M r (H 2 S) / M r (αέρας); D αέρας (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.
Απάντηση	Το υδρόθειο H 2 S είναι 1,17 φορές βαρύτερο από τον αέρα.

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 2

Ασκηση	Βρείτε την πυκνότητα του υδρογόνου ενός μείγματος αερίων στο οποίο το κλάσμα όγκου του οξυγόνου είναι 20%, του υδρογόνου είναι 40% και το υπόλοιπο είναι υδρόθειο H 2 S.
Λύση	Τα κλάσματα όγκου των αερίων θα συμπίπτουν με τα μοριακά, δηλ. με κλάσματα ποσοτήτων ουσιών, αυτό είναι συνέπεια του νόμου του Avogadro. Ας βρούμε το υπό όρους μοριακό βάρος του μείγματος: M r υπό όρους (μίγμα) = φ (O 2) × M r (O 2) + φ (H 2) × M r (H 2) + φ (H 2 S) × M r (H 2 S);

- (υδρόθειο) H2S, ένα άχρωμο αέριο με τη μυρωδιά σάπιων αυγών. Σημείο τήξεως;85.54.C, σημείο βρασμού;60.35.C; στους 0.C υγροποιείται υπό πίεση 1 MPa. Αναγωγικό μέσο. Υποπροϊόν κατά τη διύλιση προϊόντων πετρελαίου, οπτάνθρακα κ.λπ. σχηματίζεται κατά την αποσύνθεση... ... Μεγάλο Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό

Θειούχο ΥΔΡΟΓΟΝΟ- (H2S), ένα άχρωμο, δηλητηριώδες αέριο με τη μυρωδιά σάπιων αυγών. Σχηματίζεται κατά τις διαδικασίες αποσύνθεσης και βρίσκεται στο αργό πετρέλαιο. Λαμβάνεται από τη δράση του θειικού οξέος σε θειούχα μετάλλων. Χρησιμοποιείται στην παραδοσιακή ΠΟΙΟΤΙΚΗ ΑΝΑΛΥΣΗ. Ιδιότητες: θερμοκρασία... ... Επιστημονικό και τεχνικό εγκυκλοπαιδικό λεξικό

Θειούχο ΥΔΡΟΓΟΝΟ- ΥΔΡΟΓΟΝΟ Θειούχο, υδρόθειο, πολλά άλλα. όχι σύζυγος (χημ.). Αέριο που παράγεται από τη σήψη πρωτεϊνικών ουσιών, αναδίδοντας τη μυρωδιά των σάπιων αυγών. Το επεξηγηματικό λεξικό του Ουσάκοφ. D.N. Ο Ουσάκοφ. 1935 1940... Επεξηγηματικό Λεξικό του Ουσάκοφ

Θειούχο ΥΔΡΟΓΟΝΟ- ΘΕΙΟ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ, ρε σύζυγο. Άχρωμο αέριο με έντονη, δυσάρεστη οσμή, που σχηματίζεται κατά την αποσύνθεση πρωτεϊνικών ουσιών. | επίθ. υδρόθειο, ω, ω. Επεξηγηματικό λεξικό Ozhegov. ΣΙ. Ozhegov, N.Yu. Σβέντοβα. 1949 1992… Επεξηγηματικό Λεξικό Ozhegov

υδρόθειο- ουσιαστικό, αριθμός συνωνύμων: 1 αέριο (55) ASIS Λεξικό Συνωνύμων. V.N. Τρίσιν. 2013… Συνώνυμο λεξικό

Θειούχο ΥΔΡΟΓΟΝΟ- άχρωμο δηλητηριώδες αέριο H2S με δυσάρεστη ειδική οσμή. Έχει ελαφρώς όξινες ιδιότητες. 1 λίτρο C. σε t 0 °C και πίεση 760 mm είναι 1,539 g. Βρίσκεται σε λάδια, φυσικά νερά και αέρια βιοχημικής προέλευσης, όπως... ... Γεωλογική εγκυκλοπαίδεια

Θειούχο ΥΔΡΟΓΟΝΟ- Θειούχο ΥΔΡΟΓΟΝΟ, H2S (μοριακό βάρος 34,07), άχρωμο αέριο με χαρακτηριστική οσμή σάπιων αυγών. Ένα λίτρο αερίου υπό κανονικές συνθήκες (0°, 760 mm) ζυγίζει 1,5392 g. Θερμοκρασία βρασμού 62°, τήξη 83°. Το S. είναι μέρος των αερίων εκπομπών... ... Μεγάλη Ιατρική Εγκυκλοπαίδεια

υδρόθειο- - Θέματα βιοτεχνολογίας EN υδρόθειο ... Οδηγός Τεχνικού Μεταφραστή

υδρόθειο- ΘΕΙΟ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ, α, m Άχρωμο αέριο με έντονη, δυσάρεστη οσμή, που σχηματίζεται κατά την αποσύνθεση πρωτεϊνικών ουσιών και αντιπροσωπεύει ένωση θείου με υδρογόνο. Το υδρόθειο βρίσκεται σε ορισμένα μεταλλικά νερά και σε φαρμακευτικές λάσπες και χρησιμοποιείται... ... Επεξηγηματικό λεξικό ρωσικών ουσιαστικών

Βιβλία

• Πώς να κόψετε το κάπνισμα! (DVD), Pelinsky Igor, «Δεν υπάρχει τίποτα πιο εύκολο από το να κόψεις το κάπνισμα - το έχω ήδη κόψει τριάντα φορές» (Μαρκ Τουέιν). Γιατί οι άνθρωποι αρχίζουν να καπνίζουν; Για να χαλαρώσετε, να αποσπαστείτε, να μαζέψετε τις σκέψεις σας, να απαλλαγείτε από το άγχος ή... Κατηγορία: Ψυχολογία. Επιχείρηση Σειρά: Το μονοπάτι προς την υγεία και την τελειότητα Εκδότης: Sova-Film, Αγορά για 275 RUR
• Οι Vestimentiferans είναι εντερικά ασπόνδυλα της βαθιάς θάλασσας, V.V. Malakhov, Η μονογραφία είναι αφιερωμένη σε μια νέα ομάδα γιγάντιων (έως 2,5 m) ζώων βαθέων υδάτων που ζουν σε περιοχές υδροθερμικής δραστηριότητας βαθέων υδάτων και κρύων διαρροών υδρογονανθράκων. Πλέον… Κατηγορία: Ιατρική Εκδότης: Σύμπραξη Επιστημονικών Εκδόσεων ΚΜΚ, Αγορά για 176 RUR eBook(fb2, fb3, epub, mobi, pdf, html, pdb, lit, doc, rtf, txt)

O.S.ZAYTSEV

ΒΙΒΛΙΟ ΧΗΜΕΙΑΣ

ΓΙΑ ΕΚΠΑΙΔΕΥΤΙΚΟΥΣ ΔΗΜΟΣΙΟΓΡΑΦΙΑΣ,
ΦΟΙΤΗΤΕΣ ΠΑΙΔΑΓΩΓΙΚΩΝ ΠΑΝΕΠΙΣΤΗΜΙΩΝ ΚΑΙ ΜΑΘΗΤΩΝ 9-10 ΤΑΞΕΩΝ,
ΠΟΙΟΙ ΑΠΟΦΑΣΙΣΑΝ ΝΑ ΑΦΟΣΙΩΘΟΥΝ ΣΤΗ ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΙ ΤΗ ΦΥΣΙΚΗ ΕΠΙΣΤΗΜΗ

ΕΡΓΑΣΙΑ ΣΧΟΛΙΚΟΥ ΒΙΒΛΙΟΥ ΕΡΓΑΣΤΗΡΙΟ ΠΡΑΚΤΙΚΕΣ ΕΠΙΣΤΗΜΟΝΙΚΕΣ ΙΣΤΟΡΙΕΣ ΓΙΑ ΑΝΑΓΝΩΣΗ

Συνέχιση. Βλέπε Νο. 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. Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής

ΕΡΓΑΣΤΗΡΙΑΚΗ ΕΡΕΥΝΑ
(συνέχιση)

2. Το όζον είναι οξειδωτικός παράγοντας.

Το όζον είναι η πιο σημαντική ουσία για τη φύση και τον άνθρωπο.

Το όζον δημιουργεί μια οζονόσφαιρα γύρω από τη Γη σε υψόμετρο 10 έως 50 km με μέγιστη περιεκτικότητα σε όζον σε υψόμετρο 20–25 km. Όντας στα ανώτερα στρώματα της ατμόσφαιρας, το όζον δεν επιτρέπει στις περισσότερες από τις υπεριώδεις ακτίνες του ήλιου, οι οποίες έχουν επιζήμια επίδραση στους ανθρώπους, τα ζώα και τα φυτά, να φτάσουν στην επιφάνεια της Γης. Τα τελευταία χρόνια έχουν ανακαλυφθεί περιοχές της οζονόσφαιρας με πολύ μειωμένη περιεκτικότητα σε όζον, οι λεγόμενες τρύπες του όζοντος. Δεν είναι γνωστό εάν οι τρύπες του όζοντος έχουν σχηματιστεί στο παρελθόν. Οι λόγοι για την εμφάνισή τους είναι επίσης ασαφείς. Υποτίθεται ότι τα φρέον που περιέχουν χλώριο από ψυγεία και δοχεία αρωμάτων, υπό την επίδραση της υπεριώδους ακτινοβολίας από τον Ήλιο, απελευθερώνουν άτομα χλωρίου, τα οποία αντιδρούν με το όζον και έτσι μειώνουν τη συγκέντρωσή του στα ανώτερα στρώματα της ατμόσφαιρας. Οι επιστήμονες ανησυχούν εξαιρετικά για τον κίνδυνο των τρυπών του όζοντος στην ατμόσφαιρα.
Στα χαμηλότερα στρώματα της ατμόσφαιρας, το όζον σχηματίζεται ως αποτέλεσμα μιας σειράς διαδοχικών αντιδράσεων μεταξύ του ατμοσφαιρικού οξυγόνου και των οξειδίων του αζώτου που εκπέμπονται από κακώς ρυθμισμένους κινητήρες αυτοκινήτων και εκκενώσεις από γραμμές ηλεκτρικής ενέργειας υψηλής τάσης. Το όζον είναι πολύ επιβλαβές για την αναπνοή - καταστρέφει τον ιστό των βρόγχων και των πνευμόνων. Το όζον είναι εξαιρετικά τοξικό (πιο ισχυρό από το μονοξείδιο του άνθρακα). Η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση στον αέρα είναι 10–5%.
Έτσι, το όζον στα ανώτερα και κατώτερα στρώματα της ατμόσφαιρας έχει αντίθετα αποτελέσματα για τον άνθρωπο και τον ζωικό κόσμο.
Το όζον, μαζί με το χλώριο, χρησιμοποιείται για την επεξεργασία του νερού για τη διάσπαση των οργανικών ακαθαρσιών και την εξόντωση των βακτηρίων. Ωστόσο, τόσο η χλωρίωση όσο και ο οζονισμός του νερού έχουν τα πλεονεκτήματα και τα μειονεκτήματά τους. Όταν το νερό χλωριώνεται, τα βακτήρια καταστρέφονται σχεδόν εντελώς, αλλά σχηματίζονται οργανικές ουσίες καρκινογόνου φύσης που είναι επιβλαβείς για την υγεία (προωθούν την ανάπτυξη καρκίνου) - διοξίνες και παρόμοιες ενώσεις. Όταν το νερό οζονίζεται, τέτοιες ουσίες δεν σχηματίζονται, αλλά το όζον δεν σκοτώνει όλα τα βακτήρια και μετά από κάποιο χρονικό διάστημα τα υπόλοιπα ζωντανά βακτήρια πολλαπλασιάζονται άφθονα, απορροφώντας τα υπολείμματα των σκοτωμένων βακτηρίων και το νερό μολύνεται ακόμη περισσότερο με βακτηριακή χλωρίδα. Επομένως, ο οζονισμός του πόσιμου νερού χρησιμοποιείται καλύτερα όταν χρησιμοποιείται γρήγορα. Ο οζονισμός του νερού στις πισίνες είναι πολύ αποτελεσματικός όταν το νερό κυκλοφορεί συνεχώς μέσω του οζονιστή. Το όζον χρησιμοποιείται επίσης για τον καθαρισμό του αέρα. Είναι ένα από τα φιλικά προς το περιβάλλον οξειδωτικά μέσα που δεν αφήνουν επιβλαβή προϊόντα αποσύνθεσής του.
Το όζον οξειδώνει σχεδόν όλα τα μέταλλα εκτός από τα μέταλλα της ομάδας του χρυσού και της πλατίνας.

Οι χημικές μέθοδοι για την παραγωγή όζοντος είναι αναποτελεσματικές ή πολύ επικίνδυνες. Επομένως, σας συμβουλεύουμε να λαμβάνετε όζον αναμεμειγμένο με αέρα σε οζονιστή (η επίδραση μιας ασθενής ηλεκτρικής εκκένωσης στο οξυγόνο) που διατίθεται στο εργαστήριο φυσικής του σχολείου.

Το όζον λαμβάνεται συχνότερα με δράση σε αέριο οξυγόνο με μια αθόρυβη ηλεκτρική εκκένωση (χωρίς λάμψη ή σπινθήρες), η οποία εμφανίζεται μεταξύ των τοιχωμάτων των εσωτερικών και εξωτερικών δοχείων του οζονιστή. Ο απλούστερος οζονιστήρας μπορεί να κατασκευαστεί εύκολα από γυάλινους σωλήνες με πώματα. Θα καταλάβετε πώς να το κάνετε αυτό από το Σχ. 8.4. Το εσωτερικό ηλεκτρόδιο είναι μια μεταλλική ράβδος (μακρύ καρφί), το εξωτερικό ηλεκτρόδιο είναι μια συρμάτινη σπείρα. Ο αέρας μπορεί να φυσηθεί με μια αντλία αέρα ενυδρείου ή μια λαστιχένια λάμπα από ένα μπουκάλι ψεκασμού. Στο Σχ. 8.4 Το εσωτερικό ηλεκτρόδιο βρίσκεται σε έναν γυάλινο σωλήνα ( Γιατί νομίζεις?), αλλά μπορείτε να συναρμολογήσετε έναν οζονιστή χωρίς αυτόν. Τα ελαστικά βύσματα διαβρώνονται γρήγορα από το όζον.

Είναι βολικό να λαμβάνετε υψηλή τάση από το πηνίο επαγωγής του συστήματος ανάφλεξης του αυτοκινήτου ανοίγοντας συνεχώς τη σύνδεση σε μια πηγή χαμηλής τάσης (μπαταρία ή ανορθωτή 12 V).
Η απόδοση του όζοντος είναι αρκετά τοις εκατό.

Το όζον μπορεί να ανιχνευθεί ποιοτικά χρησιμοποιώντας ένα διάλυμα αμύλου ιωδιούχου καλίου. Μια λωρίδα διηθητικού χαρτιού μπορεί να εμποτιστεί σε αυτό το διάλυμα ή το διάλυμα μπορεί να προστεθεί σε οζονισμένο νερό και αέρας με όζον μπορεί να περάσει μέσα από το διάλυμα σε δοκιμαστικό σωλήνα. Το οξυγόνο δεν αντιδρά με ιόντα ιωδίου.
Εξίσωση αντίδρασης:

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

Να γράψετε τις εξισώσεις για τις αντιδράσεις κέρδους και απώλειας ηλεκτρονίων.
Φέρτε μια λωρίδα διηθητικού χαρτιού βρεγμένη με αυτό το διάλυμα στον οζονιστή. (Γιατί ένα διάλυμα ιωδιούχου καλίου πρέπει να περιέχει άμυλο;)Το υπεροξείδιο του υδρογόνου παρεμβαίνει στον προσδιορισμό του όζοντος χρησιμοποιώντας αυτή τη μέθοδο. (Γιατί?).
Υπολογίστε το EMF της αντίδρασης χρησιμοποιώντας τα δυναμικά του ηλεκτροδίου:

3. Αναγωγικές ιδιότητες του υδρόθειου και του θειούχου ιόντος.

Το υδρόθειο είναι ένα άχρωμο αέριο με τη μυρωδιά σάπιων αυγών (ορισμένες πρωτεΐνες περιέχουν θείο).
Για τη διεξαγωγή πειραμάτων με υδρόθειο, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε αέριο υδρόθειο, περνώντας το μέσω ενός διαλύματος με την ουσία που μελετάται ή να προσθέσετε προπαρασκευασμένο υδρόθειο στα υπό μελέτη διαλύματα (αυτό είναι πιο βολικό). Πολλές αντιδράσεις μπορούν να πραγματοποιηθούν με διάλυμα θειούχου νατρίου (αντιδράσεις με το σουλφιδικό ιόν S 2–).
Εργαστείτε με υδρόθειο μόνο υπό βύθιση! Μείγματα υδρόθειου με αέρα καίγονται εκρηκτικά.

Το υδρόθειο παράγεται συνήθως σε μια συσκευή Kipp με αντίδραση 25% θειικού οξέος (αραιωμένο 1:4) ή 20% υδροχλωρικού οξέος (αραιωμένο 1:1) σε θειούχο σίδηρο με τη μορφή τεμαχίων μεγέθους 1–2 cm. Εξίσωση αντίδρασης:

FeS (cr.) + 2H + = Fe 2+ + H2S (g.).

Μικρές ποσότητες υδρόθειου μπορούν να ληφθούν τοποθετώντας κρυσταλλικό θειούχο νάτριο σε μια πωματισμένη φιάλη μέσω της οποίας διέρχεται μια χοάνη σταγόνων με στρόφιγγα και σωλήνα εξόδου. Ρίχνουμε αργά 5–10% υδροχλωρικό οξύ από το χωνί (γιατί όχι θείο;), η φιάλη ανακινείται συνεχώς με ανακίνηση για να αποφευχθεί η τοπική συσσώρευση οξέος που δεν αντέδρασε. Εάν αυτό δεν γίνει, η απροσδόκητη ανάμειξη των συστατικών μπορεί να οδηγήσει σε βίαιη αντίδραση, αποβολή του πώματος και καταστροφή της φιάλης.
Μια ομοιόμορφη ροή υδρόθειου επιτυγχάνεται με θέρμανση οργανικών ενώσεων πλούσιων σε υδρογόνο, όπως η παραφίνη, με θείο (1 μέρος παραφίνης προς 1 μέρος θείου, 300 ° C).
Για να ληφθεί υδρόθειο νερό, το υδρόθειο διέρχεται από απεσταγμένο (ή βρασμένο) νερό. Περίπου τρεις όγκοι αερίου υδρόθειου διαλύονται σε έναν όγκο νερού. Όταν στέκεται στον αέρα, το υδρόθειο νερό σταδιακά γίνεται θολό. (Γιατί?).
Το υδρόθειο είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας: ανάγει τα αλογόνα σε υδραλογονίδια και το θειικό οξύ σε διοξείδιο του θείου και θείο.
Το υδρόθειο είναι δηλητηριώδες. Η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση στον αέρα είναι 0,01 mg/l. Ακόμη και σε χαμηλές συγκεντρώσεις, το υδρόθειο ερεθίζει τα μάτια και την αναπνευστική οδό και προκαλεί πονοκεφάλους. Συγκεντρώσεις πάνω από 0,5 mg/l είναι απειλητικές για τη ζωή. Σε υψηλότερες συγκεντρώσεις, επηρεάζεται το νευρικό σύστημα. Η εισπνοή υδρόθειου μπορεί να προκαλέσει καρδιακή και αναπνευστική ανακοπή. Μερικές φορές το υδρόθειο συσσωρεύεται σε σπηλιές και πηγάδια αποχέτευσης και ένα άτομο που παγιδεύεται εκεί χάνει αμέσως τις αισθήσεις του και πεθαίνει.
Ταυτόχρονα, τα λουτρά υδρόθειου έχουν θεραπευτική δράση στον ανθρώπινο οργανισμό.

3α. Αντίδραση υδρόθειου με υπεροξείδιο του υδρογόνου.

Μελετήστε την επίδραση του διαλύματος υπεροξειδίου του υδρογόνου σε νερό υδρόθειου ή διάλυμα θειούχου νατρίου.
Με βάση τα αποτελέσματα των πειραμάτων, συνθέστε εξισώσεις αντίδρασης. Υπολογίστε το EMF της αντίδρασης και βγάλτε συμπέρασμα για τη δυνατότητα διέλευσης της.

3β. Αντίδραση υδρόθειου με θειικό οξύ.

Ρίξτε στάγδην πυκνό θειικό οξύ σε δοκιμαστικό σωλήνα με 2–3 ml υδρόθειου νερού (ή διαλύματος θειούχου νατρίου). (προσεκτικά!)μέχρι να εμφανιστεί θολότητα. Τι είναι αυτή η ουσία; Ποια άλλα προϊόντα θα μπορούσαν να παραχθούν σε αυτή την αντίδραση;
Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης. Υπολογίστε το EMF της αντίδρασης χρησιμοποιώντας τα δυναμικά του ηλεκτροδίου:

4. Διοξείδιο του θείου και θειώδες ιόν.

Το διοξείδιο του θείου, το διοξείδιο του θείου, είναι ο σημαντικότερος ατμοσφαιρικός ρύπος που εκπέμπεται από τους κινητήρες των αυτοκινήτων όταν χρησιμοποιούν κακώς καθαρή βενζίνη και από φούρνους στους οποίους καίγονται άνθρακας, τύρφη ή μαζούτ που περιέχουν θείο. Κάθε χρόνο, εκατομμύρια τόνοι διοξειδίου του θείου απελευθερώνονται στην ατμόσφαιρα λόγω της καύσης άνθρακα και πετρελαίου.
Το διοξείδιο του θείου εμφανίζεται φυσικά στα ηφαιστειακά αέρια. Το διοξείδιο του θείου οξειδώνεται από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο σε τριοξείδιο του θείου, το οποίο απορροφώντας νερό (ατμό), μετατρέπεται σε θειικό οξύ. Η όξινη βροχή καταστρέφει τσιμεντένια μέρη κτιρίων, αρχιτεκτονικά μνημεία και γλυπτά λαξευμένα από πέτρα. Η όξινη βροχή επιβραδύνει την ανάπτυξη των φυτών και οδηγεί ακόμη και στο θάνατό τους και σκοτώνει τους ζωντανούς οργανισμούς στα υδάτινα σώματα. Τέτοιες βροχές ξεπλένουν φωσφορούχα λιπάσματα, τα οποία είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό, από καλλιεργήσιμες εκτάσεις, τα οποία, όταν απελευθερώνονται σε υδάτινα σώματα, οδηγούν σε γρήγορο πολλαπλασιασμό των φυκών και ταχεία βάλτο λιμνών και ποταμών.
Το διοξείδιο του θείου είναι ένα άχρωμο αέριο με έντονη οσμή. Το διοξείδιο του θείου πρέπει να λαμβάνεται και να επεξεργάζεται με βύθισμα.

Το διοξείδιο του θείου μπορεί να ληφθεί τοποθετώντας 5–10 g θειώδους νατρίου σε φιάλη κλεισμένη με πώμα με σωλήνα εξόδου και χοάνη σταγονιδίων. Από σταγονόμετρο με 10 ml πυκνού θειικού οξέος (πολύ μεγάλη προσοχή!)το ρίχνουμε σταγόνα σταγόνα στους κρυστάλλους θειώδους νατρίου. Αντί για κρυσταλλικό θειώδες νάτριο, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε το κορεσμένο διάλυμα του.
Το διοξείδιο του θείου μπορεί επίσης να παραχθεί από την αντίδραση μεταξύ μετάλλου χαλκού και θειικού οξέος. Σε μια φιάλη με στρογγυλό πυθμένα εξοπλισμένη με πώμα με σωλήνα εξόδου αερίου και χοάνη σταγονιδίων, τοποθετήστε χάλκινα ρινίσματα ή κομμάτια σύρματος και ρίξτε λίγο θειικό οξύ από τη χοάνη σταγονιδίων (περίπου 6 ml πυκνού θειικού οξέος λαμβάνονται ανά 10 g από χαλκό). Για να ξεκινήσει η αντίδραση, θερμάνετε ελαφρά τη φιάλη. Μετά από αυτό, προσθέστε το οξύ σταγόνα-σταγόνα. Να γράψετε τις εξισώσεις αποδοχής και απώλειας ηλεκτρονίων και τη συνολική εξίσωση.
Οι ιδιότητες του διοξειδίου του θείου μπορούν να μελετηθούν περνώντας το αέριο μέσω ενός διαλύματος αντιδραστηρίου ή με τη μορφή υδατικού διαλύματος (θειικό οξύ). Τα ίδια αποτελέσματα λαμβάνονται όταν χρησιμοποιούνται οξινισμένα διαλύματα θειώδους νατρίου Na 2 SO 3 και θειώδους καλίου K 2 SO 3. Σε έναν όγκο νερού διαλύονται έως και σαράντα όγκοι διοξειδίου του θείου (λαμβάνουμε διάλυμα ~6%).
Το διοξείδιο του θείου είναι τοξικό. Με ήπια δηλητηρίαση, αρχίζει ένας βήχας, μια καταρροή, εμφανίζονται δάκρυα και αρχίζει η ζάλη. Η αύξηση της δόσης οδηγεί σε αναπνευστική ανακοπή.

4α. Αλληλεπίδραση θειικού οξέος με υπεροξείδιο του υδρογόνου.

Προβλέψτε τα προϊόντα αντίδρασης του θειικού οξέος και του υπεροξειδίου του υδρογόνου. Δοκιμάστε την υπόθεσή σας με την εμπειρία.
Προσθέστε την ίδια ποσότητα διαλύματος υπεροξειδίου του υδρογόνου 3% σε 2–3 ml θειικού οξέος. Πώς να αποδείξετε τον σχηματισμό των αναμενόμενων προϊόντων αντίδρασης;
Επαναλάβετε το ίδιο πείραμα με οξινισμένα και αλκαλικά διαλύματα θειώδους νατρίου.
Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης και υπολογίστε το emf της διαδικασίας.
Επιλέξτε τα δυναμικά ηλεκτροδίων που χρειάζεστε:

4β. Αντίδραση μεταξύ διοξειδίου του θείου και υδρόθειου.

Αυτή η αντίδραση λαμβάνει χώρα μεταξύ αερίου SO 2 και H 2 S και χρησιμεύει για την παραγωγή θείου. Η αντίδραση είναι επίσης ενδιαφέρουσα γιατί οι δύο ατμοσφαιρικοί ρύποι αλληλοκαταστρέφονται. Γίνεται αυτή η αντίδραση μεταξύ διαλυμάτων υδρόθειου και διοξειδίου του θείου; Απαντήστε σε αυτή την ερώτηση με εμπειρία.
Επιλέξτε δυναμικά ηλεκτροδίων για να προσδιορίσετε εάν μια αντίδραση μπορεί να συμβεί σε διάλυμα:

Προσπαθήστε να πραγματοποιήσετε έναν θερμοδυναμικό υπολογισμό της πιθανότητας αντιδράσεων. Τα θερμοδυναμικά χαρακτηριστικά των ουσιών για τον προσδιορισμό της πιθανότητας αντίδρασης μεταξύ αέριων ουσιών είναι τα εξής:

Σε ποια κατάσταση ουσιών - αέριων ή σε διάλυμα - είναι προτιμότερες οι αντιδράσεις;

Θείο– το στοιχείο της 3ης περιόδου και η ομάδα VIA του Περιοδικού Συστήματος, αύξων αριθμός 16, αναφέρεται σε χαλκογόνα.Ο ηλεκτρονικός τύπος του ατόμου είναι [ 10 Ne]3s 2 3p 4, οι χαρακτηριστικές καταστάσεις οξείδωσης είναι 0, -II, +IV και +VI, η κατάσταση S VI θεωρείται σταθερή.

Η κλίμακα οξείδωσης του θείου δηλώνει:

Η ηλεκτραρνητικότητα του θείου είναι 2,60 και χαρακτηρίζεται από μη μεταλλικές ιδιότητες. Σε ενώσεις υδρογόνου και οξυγόνου βρίσκεται σε διάφορα ανιόντα και σχηματίζει οξέα που περιέχουν οξυγόνο και τα άλατά τους, δυαδικές ενώσεις.

Στη φύση - δέκατος πέμπτοςστοιχείο σε χημική αφθονία (έβδομο μεταξύ των μη μετάλλων). Βρίσκεται σε ελεύθερη (γηγενή) και δεμένη μορφή. Ένα ζωτικό στοιχείο για ανώτερους οργανισμούς.

Θείο S.Απλή ουσία. Κίτρινο κρυσταλλικό (α-ρομβικό και β-μονοκλινικό,

στους 95,5 °C) ή άμορφο (πλαστικό). Στους κόμβους του κρυσταλλικού πλέγματος υπάρχουν μόρια S 8 (μη επίπεδοι δακτύλιοι τύπου "στεφάνης"), το άμορφο θείο αποτελείται από αλυσίδες S n. Μια ουσία χαμηλής τήξης, το ιξώδες του υγρού διέρχεται το μέγιστο στους 200 °C (διάσπαση των μορίων S 8, συνέπλεξη αλυσίδων S n). Το ζεύγος περιέχει μόρια S 8, S 6, S 4, S 2. Στους 1500 °C, εμφανίζεται μονοατομικό θείο (στις χημικές εξισώσεις, για λόγους απλότητας, οποιοδήποτε θείο απεικονίζεται ως S).

Το θείο είναι αδιάλυτο στο νερό και υπό κανονικές συνθήκες δεν αντιδρά με αυτό· είναι εξαιρετικά διαλυτό στο δισουλφίδιο του άνθρακα CS 2.

Το θείο, ειδικά το θείο σε σκόνη, είναι πολύ ενεργό όταν θερμαίνεται. Αντιδρά ως οξειδωτικός παράγοντας με μέταλλα και αμέταλλα:

αλλά όπως αναγωγικό μέσο– με φθόριο, οξυγόνο και οξέα (βρασμός):

Το θείο υφίσταται δυσμετάλλαξη σε αλκαλικά διαλύματα:

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

Σε υψηλές θερμοκρασίες (400 °C), το θείο αντικαθιστά το ιώδιο από το υδροιώδιο:

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

αλλά στο διάλυμα η αντίδραση πηγαίνει προς την αντίθετη κατεύθυνση:

I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

Παραλαβή: V βιομηχανίατήκεται από φυσικά κοιτάσματα φυσικού θείου (με χρήση υδρατμών), που απελευθερώνεται κατά την αποθείωση των προϊόντων αεριοποίησης άνθρακα.

Το θείο χρησιμοποιείται για τη σύνθεση δισουλφιδίου του άνθρακα, θειικού οξέος, θειούχων βαφών, στον βουλκανισμό του καουτσούκ, ως μέσο προστασίας των φυτών από το ωίδιο και για τη θεραπεία δερματικών παθήσεων.

Υδρόθειο H 2 S.Ανοξικό οξύ. Άχρωμο αέριο με αποπνικτική μυρωδιά, βαρύτερο από τον αέρα. Το μόριο έχει τη δομή ενός διπλά ατελούς τετραέδρου [::S(H) 2 ]

(υβριδισμός sp 3, η γωνία παρκαδόρου H – S–H απέχει πολύ από την τετραεδρική). Ασταθής όταν θερμαίνεται πάνω από 400 °C. Ελαφρώς διαλυτό στο νερό (2,6 l/1 l H 2 O στους 20 °C), κορεσμένο δεκαμοριακό διάλυμα (0,1 M, «υδρόθειο νερό»). Ένα πολύ ασθενές οξύ σε διάλυμα, πρακτικά δεν διασπάται στο δεύτερο στάδιο σε ιόντα S 2‑ (η μέγιστη συγκέντρωση του S 2‑ είναι 1 10 ‑ 13 mol/l). Όταν εκτίθεται στον αέρα, το διάλυμα γίνεται θολό (ο αναστολέας είναι η σακχαρόζη). Εξουδετερώνεται από τα αλκάλια, αλλά όχι πλήρως από την ένυδρη αμμωνία. Ισχυρός αναγωγικός παράγοντας. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων. Ένας θειούχος παράγοντας καθιζάνει διαφορετικά χρωματισμένα σουλφίδια με πολύ χαμηλή διαλυτότητα από το διάλυμα.

Ποιοτικές αντιδράσεις– καθίζηση θειούχων, καθώς και ατελής καύση του H 2 S με σχηματισμό κίτρινης εναπόθεσης θείου σε ψυχρό αντικείμενο που έχει εισαχθεί στη φλόγα (σπάτουλα πορσελάνης). Ένα υποπροϊόν της διύλισης πετρελαίου, φυσικού αερίου και οπτανθρακοποίησης.

Χρησιμοποιείται στην παραγωγή θείου, ανόργανων και οργανικών ενώσεων που περιέχουν θείο ως αναλυτικό αντιδραστήριο. Εξαιρετικά δηλητηριώδες. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

Παραλαβή: V βιομηχανία– άμεση σύνθεση:

H2 + S = H2S(150–200 °C)

ή με θέρμανση θείου με παραφίνη?

V εργαστήρια– εκτόπιση από σουλφίδια με ισχυρά οξέα

FeS + 2НCl (συμπ.) = FeCl 2 + H2S

ή πλήρης υδρόλυση δυαδικών ενώσεων:

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

Θειούχο νάτριο Na 2 S.Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Λευκό, πολύ υγροσκοπικό. Λιώνει χωρίς αποσύνθεση, θερμικά σταθερό. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό, υδρολύεται στο ανιόν και δημιουργεί ένα εξαιρετικά αλκαλικό περιβάλλον στο διάλυμα. Όταν εκτίθεται στον αέρα, το διάλυμα γίνεται θολό (κολλοειδές θείο) και γίνεται κίτρινο (πολυσουλφιδικό χρώμα). Τυπικός μειωτήρας. Προσθέτει θείο. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων.

Ποιοτικές αντιδράσειςστο ιόν S 2 - καθίζηση θειούχων μετάλλων με διαφορετικό χρώμα, από τα οποία τα MnS, FeS, ZnS αποσυντίθενται σε HCl (αραιωμένο).

Χρησιμοποιείται στην παραγωγή θειούχων βαφών και κυτταρίνης, για την αφαίρεση τριχών από τα δέρματα κατά το δέψιμο του δέρματος, ως αντιδραστήριο στην αναλυτική χημεία.

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

Na 2 S + 2НCl (αραιωμένο) = 2NaCl + H 2 S

Na 2 S + 3H 2 SO 4 (συγκ.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (έως 50 °C)

Na 2 S + 4HNO 3 (συγκ.) = 2NO + S↓ + 2H 2 O + 2NaNO 3 (60 °C)

Na 2 S + H 2 S (κορεσμένο) = 2NaHS

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

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

S 2‑ + M 2+ = MnS (τηλ.)↓; FeS (μαύρο)↓; ZnS (λευκό)↓

S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (μαύρο)↓

S 2‑ + M 2+ = СdS (κίτρινο)↓; PbS, CuS, HgS (μαύρο)↓

3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (cor. – μαύρο)↓

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

Παραλαβή V βιομηχανία– φρύξη του ορυκτού mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O παρουσία αναγωγικών παραγόντων:

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

Na 2 SO 4 + 4С (κοκ) = Na 2 S + 4СО (800–1000 °C)

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

Θειούχο αλουμίνιο Al 2 S 3.Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Λευκό, ο δεσμός Al-S είναι κυρίως ομοιοπολικός. Λιώνει χωρίς αποσύνθεση υπό υπερβολική πίεση N 2, εξαχνώνεται εύκολα. Οξειδώνεται στον αέρα όταν θερμαίνεται. Υδρολύεται πλήρως από το νερό και δεν καθιζάνει από το διάλυμα. Αποσυντίθεται με ισχυρά οξέα. Χρησιμοποιείται ως στερεή πηγή καθαρού υδρόθειου. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

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

Al 2 S 3 + 6HCl (αραιωμένο) = 2AlCl 3 + 3H 2 S

Al 2 S 3 + 24HNO 3 (συγκ.) = Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 °C)

2Al 2 S 3 + 9O 2 (αέρας) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)

Παραλαβή: αλληλεπίδραση αλουμινίου με τηγμένο θείο απουσία οξυγόνου και υγρασίας:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)

Θειούχο σίδηρο (II) FeS.Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Μαύρο-γκρι με πράσινη απόχρωση, πυρίμαχο, αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται σε κενό. Όταν είναι υγρό, είναι ευαίσθητο στο οξυγόνο του αέρα. Αδιάλυτο στο νερό. Δεν καθιζάνει όταν διαλύματα αλάτων σιδήρου(II) είναι κορεσμένα με υδρόθειο. Αποσυντίθεται με οξέα. Χρησιμοποιείται ως πρώτη ύλη για την παραγωγή χυτοσιδήρου, στερεάς πηγής υδρόθειου.

Η ένωση σιδήρου (III) Fe 2 S 3 δεν είναι γνωστή (δεν λαμβάνεται).

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

Παραλαβή:

Fe + S = FeS(600 °C)

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

FeCl2 + 2NH4 HS (g) = FeS↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S

Δισουλφίδιο σιδήρου FeS 2.Δυαδική σύνδεση. Έχει την ιοντική δομή Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . Σκούρο κίτρινο, θερμικά σταθερό, αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται. Αδιάλυτο στο νερό, δεν αντιδρά με αραιά οξέα και αλκάλια. Αποσυντίθεται με οξειδωτικά οξέα και πυροδοτείται στον αέρα. Χρησιμοποιείται ως πρώτη ύλη στην παραγωγή χυτοσιδήρου, θείου και θειικού οξέος και ως καταλύτης στην οργανική σύνθεση. Μεταλλεύματα που βρίσκονται στη φύση σιδηροπυρίτηςΚαι μαρκασίτης

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

FeS 2 = FeS + S (πάνω από 1170 °C, κενό)

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

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

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

Υδροθειούχο αμμώνιο NH 4 HS.Ένα όξινο άλας χωρίς οξυγόνο. Λευκό, λιώνει υπό υπερβολική πίεση. Πολύ πτητικό, θερμικά ασταθές. Οξειδώνεται στον αέρα. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό, υδρολύεται στο κατιόν και το ανιόν (κυριαρχεί), δημιουργεί ένα αλκαλικό περιβάλλον. Το διάλυμα γίνεται κίτρινο στον αέρα. Αποσυντίθεται με οξέα και προσθέτει θείο σε κορεσμένο διάλυμα. Δεν εξουδετερώνεται από αλκάλια, το μέσο άλας (NH 4) 2 S δεν υπάρχει σε διάλυμα (για τις συνθήκες λήψης του μέσου άλατος, βλέπε ενότητα «H 2 S»). Χρησιμοποιείται ως συστατικό των φωτογραφικών προγραμματιστών, ως αναλυτικό αντιδραστήριο (σουλφιδικός κατακρημνιστής).

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (πάνω από 20 °C)

NH 4 HS + HCl (αραιωμένο) = NH 4 Cl + H 2 S

NH 4 HS + 3HNO 3 (συμπ.) = S↓ + 2NO 2 + NH 4 NO 3 + 2H 2 O

2NH 4 HS (κορεσμένο H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓

Παραλαβή: κορεσμός πυκνού διαλύματος NH 3 με υδρόθειο:

NH 3 H 2 O (συμπ.) + H 2 S (g) = NH 4 HS+ H 2 O

Στην αναλυτική χημεία, ένα διάλυμα που περιέχει ίσες ποσότητες NH 4 HS και NH 3 H 2 O θεωρείται συμβατικά ως διάλυμα (NH 4) 2 S και ο τύπος του μέσου άλατος χρησιμοποιείται για τη σύνταξη των εξισώσεων αντίδρασης, αν και το θειούχο αμμώνιο είναι υδρολύεται πλήρως σε νερό σε NH 4 HS και NH 3H2O.

Διοξείδιο του θείου. Θειώδη

Διοξείδιο του θείου SO2.Όξινο οξείδιο. Άχρωμο αέριο με πικάντικη οσμή. Το μόριο έχει τη δομή ενός ατελούς τριγώνου [: S(O) 2 ] (sp 2 - υβριδισμός), περιέχει σ, π δεσμούς S=O. Εύκολα υγροποιείται, θερμικά σταθερό. Πολύ διαλυτό στο νερό (~40 l/1 l H 2 O στους 20 °C). Σχηματίζει ένα πολυένυδρο με τις ιδιότητες ενός ασθενούς οξέος· τα προϊόντα διάστασης είναι ιόντα HSO 3 - και SO 3 2 -. Το ιόν HSO 3 έχει δύο ταυτομερείς μορφές - συμμετρικός(μη όξινη) με τετραεδρική δομή (υβριδισμός sp 3), η οποία κυριαρχεί στο μείγμα, και ασύμμετρη(όξινο) με τη δομή ενός ατελούς τετραέδρου [: S(O) 2 (OH)] (υβριδισμός sp 3). Το ιόν SO 3 2 είναι επίσης τετραεδρικό [: S(O) 3 ].

Αντιδρά με αλκάλια, ένυδρη αμμωνία. Ένας τυπικός αναγωγικός παράγοντας, ασθενής οξειδωτικός παράγοντας.

Ποιοτική αντίδραση– αποχρωματισμός του κιτρινοκαφέ «ιωδόνερο». Ενδιάμεσο προϊόν στην παραγωγή θειωδών και θειικού οξέος.

Χρησιμοποιείται για τη λεύκανση μαλλιού, μεταξιού και άχυρου, κονσερβοποίηση και αποθήκευση φρούτων, ως απολυμαντικό, αντιοξειδωτικό και ψυκτικό. Δηλητηριώδης.

Η ένωση της σύνθεσης H 2 SO 3 (θειικό οξύ) είναι άγνωστη (δεν υπάρχει).

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

Διαλυτότητα στο νερό και όξινες ιδιότητες:

Παραλαβή: στη βιομηχανία - καύση θείου σε αέρα εμπλουτισμένο με οξυγόνο και, σε μικρότερο βαθμό, ψήσιμο θειούχων μεταλλευμάτων (αέριο που σχετίζεται με SO 2 κατά το ψήσιμο του πυρίτη):

S + O 2 = ΛΟΙΠΟΝ 2(280–360 °C)

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

στο εργαστήριο - μετατόπιση θειωδών με θειικό οξύ:

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

Θειώδες νάτριο Na 2 SO 3. Oxosol. Ασπρο. Όταν θερμαίνεται στον αέρα, αποσυντίθεται χωρίς να λιώσει και λιώνει υπό υπερβολική πίεση αργού. Όταν είναι υγρό και σε διάλυμα, είναι ευαίσθητο στο ατμοσφαιρικό οξυγόνο. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό και υδρολύεται στο ανιόν. Αποσυντίθεται με οξέα. Τυπικός μειωτήρας.

Ποιοτική αντίδρασηστο ιόν SO 3 2 - ο σχηματισμός ενός λευκού ιζήματος θειώδους βαρίου, το οποίο μεταφέρεται σε διάλυμα με ισχυρά οξέα (HCl, HNO 3).

Χρησιμοποιείται ως αντιδραστήριο στην αναλυτική χημεία, ως συστατικό φωτογραφικών διαλυμάτων και ως εξουδετερωτής χλωρίου για τη λεύκανση υφασμάτων.

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

Παραλαβή:

Na 2 CO 3 (συμπ.) + SO 2 = Na2SO3+CO2

Θειικό οξύ. Θειικά

Θειικό οξύ H 2 SO 4. Oxoacid. Άχρωμο υγρό, πολύ παχύρρευστο (ελαιώδες), πολύ υγροσκοπικό. Το μόριο έχει παραμορφωμένη τετραεδρική δομή (υβριδισμός sp 3), περιέχει ομοιοπολικούς σ-δεσμούς S – OH και σπ-δεσμούς S=O. Το ιόν SO 4 2 έχει μια κανονική τετραεδρική δομή. Έχει μεγάλο εύρος θερμοκρασίας υγρής κατάστασης (~300 μοίρες). Αποσυντίθεται μερικώς όταν θερμαίνεται πάνω από 296 °C. Αποστάζεται με τη μορφή αζεοτροπικού μείγματος με νερό (κλάσμα μάζας οξέος 98,3%, σημείο βρασμού 296–340 °C) και με ισχυρότερη θέρμανση αποσυντίθεται πλήρως. Αναμιγνύεται απεριόριστα με νερό (με ισχυρό εξω-αποτέλεσμα). Ισχυρό οξύ σε διάλυμα, εξουδετερωμένο από αλκάλια και ένυδρη αμμωνία. Μετατρέπει τα μέταλλα σε θειικά (με περίσσεια πυκνού οξέος υπό κανονικές συνθήκες, σχηματίζονται διαλυτά υδροθειικά), αλλά τα μέταλλα Be, Bi, Co, Fe, Mg και Nb παθητικοποιούνται σε πυκνό οξύ και δεν αντιδρούν με αυτό. Αντιδρά με βασικά οξείδια και υδροξείδια, αποσυνθέτει άλατα ασθενών οξέων. Ασθενής οξειδωτικός παράγοντας σε αραιό διάλυμα (λόγω Η Ι), ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας σε συμπυκνωμένο διάλυμα (λόγω S VI). Διαλύει καλά το SO 3 και αντιδρά μαζί του (σχηματίζεται ένα βαρύ ελαιώδες υγρό - έλαιο,περιέχει H 2 S 2 O 7).

Ποιοτική αντίδρασηστο ιόν SO 4 2 - καθίζηση λευκού θειικού βαρίου BaSO 4 (το ίζημα δεν μεταφέρεται στο διάλυμα από υδροχλωρικά και νιτρικά οξέα, σε αντίθεση με το λευκό ίζημα BaSO 3).

Χρησιμοποιείται στην παραγωγή θειικών και άλλων θειούχων ενώσεων, ορυκτών λιπασμάτων, εκρηκτικών, βαφών και φαρμάκων, στην οργανική σύνθεση, για το «άνοιγμα» (το πρώτο στάδιο επεξεργασίας) βιομηχανικά σημαντικών μεταλλευμάτων και ορυκτών, στον καθαρισμό του πετρελαίου. προϊόντα, στην ηλεκτρόλυση του νερού, ως ηλεκτρολύτης για μπαταρίες μολύβδου. Τοξικό, προκαλεί δερματικά εγκαύματα. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

Παραλαβή V βιομηχανία:

α) σύνθεση SO 2 από θειούχα, θειούχα μεταλλεύματα, υδρόθειο και θειικά μεταλλεύματα:

S + O 2 (αέρας) = ΛΟΙΠΟΝ 2(280–360 °C)

4FeS 2 + 11O 2 (αέρας) = 8 ΛΟΙΠΟΝ 2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C, ψήσιμο)

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

CaSO 4 + C (κοκ) = CaO + ΛΟΙΠΟΝ 2+ CO (1300–1500 °C)

β) μετατροπή SO 2 σε SO 3 σε συσκευή επαφής:

γ) σύνθεση πυκνού και άνυδρου θειικού οξέος:

H 2 O (dil. H 2 SO 4) + SO 3 = H2SO4(συμπ., άνυδρο)

(η απορρόφηση του SO 3 με καθαρό νερό για την παραγωγή H 2 SO 4 δεν πραγματοποιείται λόγω της ισχυρής θέρμανσης του μείγματος και της αντίστροφης αποσύνθεσης του H 2 SO 4, βλέπε παραπάνω).

δ) σύνθεση έλαιο– μείγμα ανύδρου H 2 SO 4, δισουλφουρικού οξέος H 2 S 2 O 7 και περίσσειας SO 3. Το διαλυμένο SO 3 εγγυάται την ανυδάτωση του ελαίου (όταν εισέρχεται νερό, σχηματίζεται αμέσως H 2 SO 4), γεγονός που επιτρέπει την ασφαλή μεταφορά του σε χαλύβδινες δεξαμενές.

Θειικό νάτριο Na 2 SO 4. Oxosol. Λευκό, υγροσκοπικό. Λιώνει και βράζει χωρίς αποσύνθεση. Σχηματίζει κρυσταλλικό ένυδρο (ορυκτό mirabilite),χάνει εύκολα νερό. τεχνική ονομασία αλάτι του Γκλάουμπερ.Είναι πολύ διαλυτό στο νερό και δεν υδρολύεται. Αντιδρά με H 2 SO 4 (συμπ.), SO 3 . Ανάγεται με υδρογόνο και κοκ όταν θερμαίνεται. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων.

Χρησιμοποιείται στην παραγωγή γυαλιού, κυτταρίνης και ορυκτών χρωμάτων, ως φάρμακο. Περιέχεται στην άλμη των λιμνών αλατιού, ιδιαίτερα στον κόλπο Kara-Bogaz-Gol της Κασπίας Θάλασσας.

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

Όξινο θειικό κάλιο KHSO 4.Οξύ οξοάλας. Λευκό, υγροσκοπικό, αλλά δεν σχηματίζει κρυσταλλικούς υδρίτες. Όταν θερμαίνεται, λιώνει και αποσυντίθεται. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό, το ανιόν υφίσταται διάσπαση στο διάλυμα, το περιβάλλον του διαλύματος είναι έντονα όξινο. Εξουδετερώνεται από αλκάλια.

Χρησιμοποιείται ως συστατικό ροών στη μεταλλουργία, αναπόσπαστο μέρος των ορυκτών λιπασμάτων.

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

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

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

KHSO 4 (διυλ.) + KOH (συγκ.) = 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)

Παραλαβή: επεξεργασία θειικού καλίου με πυκνό (πάνω από 6O%) θειικό οξύ στο κρύο:

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

Θειικό ασβέστιο CaSO 4. Oxosol. Λευκό, πολύ υγροσκοπικό, πυρίμαχο, αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται. Το φυσικό CaSO 4 εμφανίζεται ως ένα πολύ κοινό ορυκτό γύψος CaSO 4 2H 2 O. Στους 130 °C, ο γύψος χάνει μέρος του νερού και μετατρέπεται σε καμένος (σοβάς) γύψος 2CaSO 4 H 2 O (τεχνική ονομασία αλαβάστρο).Ο πλήρως αφυδατωμένος (200 °C) γύψος αντιστοιχεί στο ορυκτό ανυδρίτης CaSO4. Ελαφρώς διαλυτό στο νερό (0,206 g/100 g H 2 O στους 20 °C), η διαλυτότητα μειώνεται όταν θερμαίνεται. Αντιδρά με H 2 SO 4 (συμπ.). Αποκαταστάθηκε με οπτάνθρακα κατά τη σύντηξη. Προσδιορίζει το μεγαλύτερο μέρος της «μόνιμης» σκληρότητας του γλυκού νερού (βλ. 9.2 για λεπτομέρειες).

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων: 100–128 °C

Χρησιμοποιείται ως πρώτη ύλη στην παραγωγή SO 2, H 2 SO 4 και (NH 4) 2 SO 4, ως ροή στη μεταλλουργία και ως πληρωτικό χαρτιού. Ένα συνδετικό κονίαμα από καμένο γύψο «πήζει» πιο γρήγορα από ένα μείγμα με βάση το Ca(OH) 2 . Η σκλήρυνση εξασφαλίζεται με το δέσιμο του νερού, το σχηματισμό γύψου σε μορφή πέτρινης μάζας. Ο καμένος γύψος χρησιμοποιείται για την κατασκευή γύψινων εκμαγείων, αρχιτεκτονικών και διακοσμητικών μορφών και προϊόντων, διαχωριστικών πλακών και πλαισίων και πέτρινων δαπέδων.

Θειικό αργίλιο-κάλιο KAl(SO 4) 2.Διπλό οξό αλάτι. Λευκό, υγροσκοπικό. Αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται έντονα. Σχηματίζει κρυσταλλικό ένυδρο - στυπτηρία καλίου.Μέτρια διαλυτό στο νερό, υδρολύεται με κατιόν αλουμινίου. Αντιδρά με αλκάλια, ένυδρη αμμωνία.

Χρησιμοποιείται ως μαλακτικό για τη βαφή υφασμάτων, ως παράγοντας μαυρίσματος δέρματος, ως πηκτικό για τον καθαρισμό του γλυκού νερού, ως συστατικό συνθέσεων για το κολλάρισμα του χαρτιού και ως εξωτερικός αιμοστατικός παράγοντας στην ιατρική και την κοσμετολογία. Σχηματίζεται από την κοινή κρυστάλλωση θειικών αλουμινίου και καλίου.

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

Θειικό χρώμιο(III) - κάλιο KCr(SO 4) 2.Διπλό οξό αλάτι. Κόκκινο (ενυδατωμένο σκούρο μωβ, τεχνική ονομασία στυπτηρία χρωμίου-καλίου).Όταν θερμαίνεται, αποσυντίθεται χωρίς να λιώσει. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό (το γκρι-μπλε χρώμα του διαλύματος αντιστοιχεί στο υδάτινο σύμπλεγμα 3+), υδρολύεται στο κατιόν του χρωμίου(III). Αντιδρά με αλκάλια, ένυδρη αμμωνία. Ασθενής οξειδωτικός και αναγωγικός παράγοντας. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων.

Ποιοτικές αντιδράσειςστο ιόν Cr 3+ – αναγωγή σε Cr 2+ ή οξείδωση σε κίτρινο CrO 4 2‑.

Χρησιμοποιείται ως μαυριστικός παράγοντας δέρματος, ως μέσο για τη βαφή υφασμάτων και ως αντιδραστήριο στη φωτογραφία. Σχηματίζεται από την κοινή κρυστάλλωση χρωμίου (III) και θειικού καλίου. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

Θειικό μαγγάνιο (II) MnSO 4 . Oxosol. Λευκό, λιώνει και αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται. Κρυσταλλικό ένυδρο MnSO 4 5H 2 O – κόκκινο-ροζ, τεχνική ονομασία θειικό μαγγάνιο.Είναι πολύ διαλυτό στο νερό· το ανοιχτό ροζ (σχεδόν άχρωμο) χρώμα του διαλύματος αντιστοιχεί στο aquacomplex 2+. υδρολύεται στο κατιόν. Αντιδρά με αλκάλια, ένυδρη αμμωνία. Ασθενής αναγωγικός παράγοντας, αντιδρά με τυπικά (ισχυρά) οξειδωτικά μέσα.

Ποιοτικές αντιδράσειςστο ιόν Mn 2+ – μεταγωγή με το ιόν MnO 4 και εξαφάνιση του ιώδους χρώματος του τελευταίου, οξείδωση του Mn 2+ σε MnO 4 και εμφάνιση ιώδους χρώματος.

Χρησιμοποιείται για την παραγωγή Mn, MnO 2 και άλλων ενώσεων μαγγανίου, ως μικρολίπασμα και αναλυτικό αντιδραστήριο.

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

Παραλαβή:

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

Θειικός σίδηρος (II) FeSO 4 . Oxosol. Λευκό (ανοιχτό πράσινο ένυδρο, τεχνική ονομασία μελάνι),υγροσκοπικός. Αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό και υδρολύεται ελαφρά από το κατιόν. Οξειδώνεται γρήγορα σε διάλυμα από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο (το διάλυμα κιτρινίζει και γίνεται θολό). Αντιδρά με οξειδωτικά οξέα, αλκάλια και ένυδρη αμμωνία. Τυπικός μειωτήρας.

Χρησιμοποιείται ως συστατικό ορυκτών χρωμάτων, ηλεκτρολυτών στην επιμετάλλωση, συντηρητικό ξύλου, μυκητοκτόνο και φάρμακο κατά της αναιμίας. Στο εργαστήριο λαμβάνεται συχνά με τη μορφή διπλού άλατος Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( αλάτι του Mohr),πιο ανθεκτικό στον αέρα.

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

Παραλαβή:

Fe + H 2 SO 4 (αραιωμένο) = FeSO4+H2

FeCO 3 + H 2 SO 4 (αραιωμένο) = FeSO4+ CO 2 + H 2 O

7.4. Ομάδα VA από μη μέταλλα

Αζωτο. Αμμωνία

Αζωτο– στοιχείο της 2ης περιόδου και ομάδα VA του Περιοδικού συστήματος, αύξων αριθμός 7. Ηλεκτρονικός τύπος του ατόμου [ 2 He]2s 2 2p 3, χαρακτηριστικές καταστάσεις οξείδωσης 0, ‑III, +III και +V, σπανιότερα +II , +IV κ.λπ. η κατάσταση N v θεωρείται σχετικά σταθερή.

Η κλίμακα οξείδωσης του αζώτου δηλώνει:

Το άζωτο έχει υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (3,07), τρίτο μετά τα F και O. Παρουσιάζει τυπικές μη μεταλλικές (όξινες) ιδιότητες. Σχηματίζει διάφορα οξέα, άλατα και δυαδικές ενώσεις που περιέχουν οξυγόνο, καθώς και το κατιόν αμμωνίου NH 4 + και τα άλατά του.

Στη φύση - δέκατος έβδομοςκατά στοιχείο χημικής αφθονίας (ένατο μεταξύ των μη μετάλλων). Ένα ζωτικό στοιχείο για όλους τους οργανισμούς.

Άζωτο N 2.Απλή ουσία. Αποτελείται από μη πολικά μόρια με πολύ σταθερό δεσμό σππ N ≡ N, αυτό εξηγεί τη χημική αδράνεια του αζώτου υπό κανονικές συνθήκες. Άχρωμο, άγευστο και άοσμο αέριο που συμπυκνώνεται σε άχρωμο υγρό (σε αντίθεση με το Ο2).

Κύριο συστατικό του αέρα: 78,09% κατ' όγκο, 75,52% κατά μάζα. Το άζωτο βράζει μακριά από τον υγρό αέρα πριν από το οξυγόνο O2. Ελαφρώς διαλυτό στο νερό (15,4 ml/1 l H 2 O στους 20 ° C), η διαλυτότητα του αζώτου είναι μικρότερη από αυτή του οξυγόνου.

Σε θερμοκρασία δωματίου, το N2 αντιδρά μόνο με το λίθιο (σε υγρή ατμόσφαιρα), σχηματίζοντας νιτρίδιο λιθίου Li3N· νιτρίδια άλλων στοιχείων συντίθενται με ισχυρή θέρμανση:

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)

Σε μια ηλεκτρική εκκένωση, το N2 αντιδρά με το φθόριο και, σε πολύ μικρό βαθμό, με το οξυγόνο:

Η αναστρέψιμη αντίδραση για την παραγωγή αμμωνίας λαμβάνει χώρα στους 500 °C, υπό πίεση έως 350 atm και πάντα παρουσία καταλύτη (Fe/F 2 O 3 / FeO, στο εργαστήριο Pt):

Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, μια αύξηση στην απόδοση αμμωνίας θα πρέπει να συμβαίνει με την αύξηση της πίεσης και τη μείωση της θερμοκρασίας. Ωστόσο, ο ρυθμός αντίδρασης σε χαμηλές θερμοκρασίες είναι πολύ χαμηλός, επομένως η διαδικασία πραγματοποιείται στους 450–500 °C, επιτυγχάνοντας απόδοση αμμωνίας 15%. Τα N 2 και Η 2 που δεν αντέδρασαν επιστρέφουν στον αντιδραστήρα και έτσι αυξάνουν τον βαθμό της αντίδρασης.

Το άζωτο είναι χημικά παθητικό σε σχέση με οξέα και αλκάλια και δεν υποστηρίζει την καύση.

Παραλαβή V βιομηχανία– κλασματική απόσταξη υγρού αέρα ή αφαίρεση οξυγόνου από τον αέρα με χημικά μέσα, για παράδειγμα, με την αντίδραση 2C (οπτάνθρακας) + O 2 = 2CO όταν θερμαίνεται. Σε αυτές τις περιπτώσεις λαμβάνεται άζωτο, το οποίο περιέχει και ακαθαρσίες ευγενών αερίων (κυρίως αργό).

ΣΕ εργαστήριαμικρές ποσότητες χημικά καθαρού αζώτου μπορούν να ληφθούν με την αντίδραση εναλλαγής με μέτρια θέρμανση:

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)

Χρησιμοποιείται για τη σύνθεση αμμωνίας, νιτρικού οξέος και άλλων προϊόντων που περιέχουν άζωτο, ως αδρανές μέσο για χημικές και μεταλλουργικές διεργασίες και αποθήκευση εύφλεκτων ουσιών.

Αμμωνία NH3.Δυαδική ένωση, η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι – III. Άχρωμο αέριο με έντονη χαρακτηριστική οσμή. Το μόριο έχει τη δομή ενός ατελούς τετραέδρου [: Ν(Η) 3)] (υβριδισμός sp 3). Η παρουσία ενός ζεύγους ηλεκτρονίων δότη στο sp 3 -υβριδικό τροχιακό αζώτου στο μόριο NH 3 καθορίζει τη χαρακτηριστική αντίδραση προσθήκης ενός κατιόντος υδρογόνου, η οποία έχει ως αποτέλεσμα το σχηματισμό ενός κατιόντος αμμώνιο NH4+. Υγροποιείται υπό υπερβολική πίεση σε θερμοκρασία δωματίου. Στην υγρή κατάσταση, συνδέεται μέσω δεσμών υδρογόνου. Θερμικά ασταθής. Πολύ διαλυτό στο νερό (πάνω από 700 l/1 l H 2 O στους 20 °C). η αναλογία στο κορεσμένο διάλυμα είναι = 34% κατά μάζα και = 99% κατ' όγκο, pH = 11,8.

Πολύ αντιδραστικό, επιρρεπές σε αντιδράσεις προσθήκης. Το Cr αντιδρά σε οξυγόνο, αντιδρά με οξέα. Παρουσιάζει αναγωγικές (λόγω N‑III) και οξειδωτικές (λόγω H I) ιδιότητες. Ξηραίνεται μόνο με οξείδιο του ασβεστίου.

Ποιοτικές αντιδράσεις– σχηματισμός λευκού «καπνού» κατά την επαφή με αέριο HCl, μαύρισμα κομματιού χαρτιού βρεγμένου με διάλυμα Hg 2 (NO 3) 2.

Ενδιάμεσο προϊόν στη σύνθεση ΗΝΟ 3 και αλάτων αμμωνίου. Χρησιμοποιείται στην παραγωγή σόδας, αζωτούχων λιπασμάτων, βαφών, εκρηκτικών. Η υγρή αμμωνία είναι ψυκτικό μέσο. Δηλητηριώδης.

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

Παραλαβή: V εργαστήρια– εκτόπιση αμμωνίας από άλατα αμμωνίου όταν θερμαίνεται με ανθρακικό νάτριο (NaOH + CaO):

ή βράζοντας ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας και στη συνέχεια ξήρανση του αερίου.

ΣΕ βιομηχανίαη αμμωνία συντίθεται από άζωτο (βλ.) με υδρογόνο. Παράγεται από τη βιομηχανία είτε σε υγροποιημένη μορφή είτε σε μορφή συμπυκνωμένου υδατικού διαλύματος με την τεχνική ονομασία αμμωνιακό νερό.

Ένυδρη αμμωνία NH 3 H 2 O.Διαμοριακή σύνδεση. Λευκό, στο κρυσταλλικό πλέγμα - μόρια NH 3 και H 2 O, συνδεδεμένα με έναν ασθενή δεσμό υδρογόνου H 3 N ... HON. Υπάρχει σε ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας, μια αδύναμη βάση (προϊόντα διάστασης - κατιόν NH 4 και OH - ανιόν). Το κατιόν αμμωνίου έχει κανονική τετραεδρική δομή (υβριδισμός sp 3). Θερμικά ασταθές, αποσυντίθεται πλήρως όταν το διάλυμα βράσει. Εξουδετερώνεται από ισχυρά οξέα. Εμφανίζει αναγωγικές ιδιότητες (λόγω N III) σε συμπυκνωμένο διάλυμα. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων και συμπλοκοποίησης.

Ποιοτική αντίδραση– σχηματισμός λευκού «καπνού» κατά την επαφή με αέριο HCl.

Χρησιμοποιείται για τη δημιουργία ενός ελαφρώς αλκαλικού περιβάλλοντος σε διάλυμα κατά την καθίζηση αμφοτερικών υδροξειδίων.

Ένα διάλυμα αμμωνίας 1Μ περιέχει κυρίως ένυδρο NH 3 H 2 O και μόνο 0,4% ιόντα NH 4 + και OH - (λόγω διάστασης ένυδρου). Έτσι, το ιοντικό «υδροξείδιο του αμμωνίου NH 4 OH» πρακτικά δεν περιέχεται στο διάλυμα και δεν υπάρχει τέτοια ένωση στο στερεό ένυδρο. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

NH 3 H 2 O (συμπ.) = NH 3 + H 2 O (βράζει με NaOH)

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

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

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

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

4(NH3H2O) (συγκ.) + Ag2O= 2ΟΗ + 3Η2Ο

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

6(NH 3 H 2 O) (συγκ.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O

Συχνά ονομάζεται αραιό διάλυμα αμμωνίας (3–10%) αμμωνία(το όνομα επινοήθηκε από αλχημιστές) και το συμπυκνωμένο διάλυμα (18,5–25%) - αμμωνιακό νερό(παράγεται από τη βιομηχανία).

Σχετική πληροφορία.