Оксид сірки (сірчистий газ, сірки діоксид, ангідрид сірчистий) - це безбарвний газ, що має в нормальних умовах різкий характерний запах (схожий на запах сірника, що спалахує). Зріджується під тиском за кімнатної температури. Сірчистий газ розчинний у воді, при цьому утворюється нестійка сірчана кислота. Також ця речовина розчиняється в сірчаній кислоті та етанолі. Це один із основних компонентів, що входять до складу вулканічних газів.

1. Діоксид сірки розчиняється у воді, при цьому утворюється сірчиста кислота. У звичайних умовах ця реакція оборотна.

SO2 (діоксид сірки) + H2O (вода) = H2SO3 (сірчиста кислота).

2. З лугами діоксид сірки утворює сульфіти. Наприклад: 2NaOH (гідроксид натрію) + SO2 (сірчистий газ) = Na2SO3 (сульфіт натрію) + H2O (вода).

3. Хімічна активність сірчистого газу досить велика. Найбільш виражені відновлювальні властивості сірчистого ангідриду. У таких реакціях рівень окислення сірки підвищується. Наприклад: 1) SO2 (діоксид сірки) + Br2 (бром) + 2H2O (вода) = H2SO4 (сірчана кислота) + 2HBr (бромоводень); 2) 2SO2 (діоксид сірки) + O2 (кисень) = 2SO3 (сульфіт); 3) 5SO2 (діоксид сірки) + 2KMnO4 (перманганат калію) + 2H2O (вода) = 2H2SO4 (сірчана кислота) + 2MnSO4 (сульфат марганцю) + K2SO4 (сульфат калію).

Остання реакція - це приклад якісної реакції на SO2 та SO3. Відбувається знебарвлення розчину фіолетового кольору).

4. В умовах присутності сильних відновників сірчистий ангідрид може проявляти окислювальні властивості. Наприклад, щоб у металургійної промисловості витягти сірку з газів, використовують відновлення діоксиду сірки оксидом вуглецю (CO): SO2 (діоксид сірки) + 2CO (оксид вуглецю) = 2CO2 + S (сірка).

Також окисні властивості цієї речовини використовують з метою отримання фосфорноваристої ксилоти: PH3 (фосфін) + SO2 (сірчистий газ) = H3PO2 (фосфорновариста кислота) + S (сірка).

Де застосовують сірчистий газ

В основному діоксид сірки використовують для отримання сірчаної кислоти. Також його застосовують як у виробництві слабоалкогольних напоїв (вино та інші напої середньої цінової категорії). Завдяки властивості цього газу вбивати різні мікроорганізми, ним обкурюють складські приміщення та овочесховища. Крім цього, оксид сірки використовують для відбілювання шерсті, шовку, соломи (тіх матеріалів, які не можна відбілити хлором). У лабораторіях сірчистий газ застосовують як розчинник і з метою отримання різних солей кислоти сірчистої.

Фізіологічний вплив

Сірчистий газ має сильні токсичні властивості. Симптоми отруєння - це кашель, нежить, захриплість голосу, своєрідний присмак у роті, сильне різання в горлі. При вдиханні діоксиду сірки у високих концентраціях виникає утруднення ковтання та ядуха, розлад мови, нудота та блювання, можливий розвиток гострого набряку легень.

ГДК сірчистого газу:
- у приміщенні - 10 мг/м³;
- середньодобова максимально разова в атмосферному повітрі - 0,05 мг/м³.

Чутливість до діоксиду сірки в окремих людей, рослин та тварин різна. Наприклад, серед дерев найбільш стійкі дуб та береза, а найменше – ялина та сосна.

ВИЗНАЧЕННЯ

Сірководеньє безбарвним газом з характерним запахом гниючого білка.

Він трохи важчий за повітря, зріджується при температурі -60,3 o С і твердне при -85,6 o С. На повітрі сірководень горить блакитним полум'ям, утворюючи діоксид сірки і воду:

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

Якщо внести в полум'я сірководню якийсь холодний предмет, наприклад фарфорову чашку, то температура полум'я значно знижується і сірководень окислюється тільки до вільної сірки, що осідає на чашці у вигляді жовтого нальоту:

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

Сірководень легко запалюється; суміш його з повітрям підриває. Сірководень дуже отруйний. Тривале зітхання повітря, що містить газ навіть у невеликих кількостях, викликає важкі отруєння.

При 20 o З один об'єм води розчиняє 2,5 об'єму сірководню. Розчин сірководню у воді називається сірководневою водою. При стоянні на повітрі, особливо на світлі, сірководнева вода скоро стає каламутною від сірки, що виділяється. Це відбувається внаслідок окислення сірководню киснем повітря.

Отримання сірководню

За високої температури сірка взаємодіє з воднем, утворюючи газ сірководень.

Практично сірководень зазвичай отримують дією розведених кислот на сірчисті метали, наприклад, на сульфід заліза:

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

Чистіший сірководень можна отримати при гідролізі CaS, BaS або A1 2 S 3 . Найчистіший газ виходить прямою реакцією водню і сірки при 600 °С.

Хімічні властивості сірководню

Розчин сірководню у воді має властивості кислота. Сірководень – слабка двоосновна кислота. Вона дисоціює ступінчасто і в основному по першому щаблі:

H 2 S↔H + + HS - (K 1 = 6×10 -8).

Дисоціація по другому ступеню

HS - ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

протікає в мізерно малому ступені.

Сірководень – сильний відновник. При дії сильних окислювачів він окислюється до діоксиду сірки або сірчаної кислоти; глибина окиснення залежить від умов: температури, рН розчину, концентрації окисника. Наприклад, реакція з хлором зазвичай протікає до утворення сірчаної кислоти:

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

Середні солі сірководню називають сульфідами.

Застосування сірководню

Застосування сірководню досить обмежене, що насамперед пов'язане з його високою токсичністю. Він знайшов застосування в лабораторній практиці як осадник важких металів. Сірководень служить сировиною для отримання сірчаної кислоти, сірки в елементарному вигляді та сульфідів

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання	Визначте у скільки разів важчий за повітря сірководень H 2 S.
Рішення	Відношення маси даного газу до маси іншого газу, взятого в тому ж обсязі, при тій же температурі і тому ж тиску, називається відносною щільністю першого газу по другому. Ця величина показує, у скільки разів перший газ важчий або легший за другий газ. Відносну молекулярну масу повітря приймають рівною 29 (з урахуванням вмісту в повітрі азоту, кисню та інших газів). Слід зазначити, що поняття «відносна молекулярна маса повітря» використовується умовно, оскільки повітря це суміш газів. D air (H 2 S) = M r (H 2 S) / M r (air); D air (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.
Відповідь	Сірководень H 2 S важчий за повітря в 1,17 разів.

ПРИКЛАД 2

Завдання	Знайдіть щільність водню суміші газів, у якій об'ємна частка кисню становить 20%, водню - 40%, решта - сірководень H 2 S.
Рішення	Об'ємні частки газів збігатимуться з молярними, тобто. з частками кількостей речовин, це наслідок із закону Авогадро. Знайдемо умовну молекулярну масу суміші: M r conditional (mixture) = φ (O 2) × M r (O 2) + φ (H 2) × M r (H 2) + φ (H 2 S) × M r (H 2 S);

- (сірчистий водень) H2S, безбарвний газ із запахом тухлих яєць; tпл?85,54 .С, tкіп?60,35 .С; при 0. З скраплюється під тиском 1 МПа. Відновлювач. Побічний продукт при очищенні нафтопродуктів, коксуванні вугілля та ін; утворюється при розкладанні. Великий Енциклопедичний словник

СІРОВОРІД- (H2S), безбарвний, отруйний газ із запахом тухлих яєць. Утворюється у процесах гниття, міститься у сирій нафті. Отримують дією сірчаної кислоти на сульфіди металів. Використовується у традиційному ЯКІСНОМУ АНАЛІЗІ. Властивості: температура. Науково-технічний енциклопедичний словник

СІРОВОРІД- СІРОВОРІД, сірководню, мн. ні, чоловік. (Хім.). Газ, що утворюється при гнитті білкових речовин, що видає запах тухлих яєць. Тлумачний словник Ушакова. Д.М. Ушаків. 1935 1940 … Тлумачний словник Ушакова

СІРОВОРІД- СІРОВОРІД, а, чоловік. Безбарвний газ із різким неприємним запахом, що утворюється при розкладанні білкових речовин. | дод. сірководневий, а, ое. Тлумачний словник Ожегова. С.І. Ожегов, Н.Ю. Шведова. 1949 1992 … Тлумачний словник Ожегова

сірководень- сущ., кіл у синонімів: 1 газ (55) Словник синонімів ASIS. В.М. Тришин. 2013 … Словник синонімів

СІРОВОРІД- безбарвний отруйний газ H2S із неприємним специфічним запахом. Має слабокислотні властивості. 1 л С. при t 0 °C і тиск 760 мм становить 1,539 р. Зустрічається в нафтах, в природних водах, в газах біохімічного походження, як… Геологічна енциклопедія

СІРОВОРІД- СІРОВОРІД, H2S (молекулярна вага 34,07), безбарвний газ з характерним запахом тухлих яєць. Літр газу за нормальних умов (0 °, 760 мм) важить 1,5392 г. Темп, кипіння 62 °, плавлення 83 °; С. входить до складу газоподібних виділень. Велика медична енциклопедія

сірководень- - Тематики біотехнології EN hydrogen sulfide. Довідник технічного перекладача

сірководень- СІРОВОРІД, а, м Безбарвний газ з різким неприємним запахом, що утворюється при розкладанні білкових речовин і є сполукою сірки з воднем. Сірководень міститься в деяких мінеральних водах та лікувальних грязях і використовується. Тлумачний словник російських іменників

Книги

• Як кинути палити! (DVD), Пелінський Ігор, "Немає нічого легшого, ніж кинути палити, - я вже тридцять разів кидав" (Марк Твен). Чому люди починають курити? Щоб розслабитися, відволіктися, зібратися з думками, позбутися стресу чи… Категорія: Психологія. Бізнес Серія: Шлях до здоров'я та досконалості Видавець: Сова-Фільм, Купити за 275 руб
• Вестиментифери - безкишкові безхребетні морських глибин, В. В. Малахов, Монографія присвячена новій групі гігантських (до 2,5 м) глибоководних тварин, що мешкають у районах глибоководної гідротермальної активності та холодних вуглеводневих проникнень. Найбільш… Категорія: Медицина Видавець: Товариство наукових видань КМК, Купити за 176 руб електронна книга(fb2, fb3, epub, mobi, pdf, html, pdb, lit, doc, rtf, txt)

О.С.ЗАЙЦЕВ

НАВЧАЛЬНА КНИГА З ХІМІЇ

ДЛЯ ВЧИТЕЛІВ СЕРЕДНІХ ШКІЛ,
СТУДЕНТІВ ПЕДАГОГІЧНИХ ВНЗ І ШКОЛЬНИКІВ 9–10 КЛАСІВ,
Вирішили присвятити себе хімії та природознавству

ПІДРУЧНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНИЙ ПРАКТИКУМНАУКОВІ РОЗПОВІДІ ДЛЯ ЧИТАННЯ

Продовження. Див. № 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. Окисно-відновні реакції

ЛАБОРАТОРНІ ДОСЛІДЖЕННЯ
(продовження)

2. Озон – окислювач.

Озон - найважливіша для природи та людини речовина.

Озон створює навколо Землі на висоті від 10 до 50 км озоносферу з максимумом вмісту озону на висоті 20-25 км. Перебуваючи у верхніх шарах атмосфери, озон не пропускає до поверхні Землі більшу частину ультрафіолетових променів Сонця, які згубно діють на людину, тваринний і рослинний світ. Останніми роками виявлено ділянки озоносфери з сильно зниженим вмістом озону, звані озонові дірки. Невідомо, чи утворювалися озонові дірки раніше. Також незрозумілі причини їх виникнення. Припускають, що хлоровмісні фреони холодильників і парфумерних балончиків під дією ультрафіолетового випромінювання Сонця виділяють атоми хлору, які реагують з озоном і тим самим зменшують його концентрацію у верхніх шарах атмосфери. Небезпека озонових дірок в атмосфері дуже турбує вчених.
У нижніх шарах атмосфери озон утворюється в результаті ряду послідовних реакцій між киснем повітря і оксидами азоту, що викидаються погано відрегульованими двигунами автомобілів і розрядами, що створюються високовольтних ліній електропередач. Озон дуже шкідливий для дихання – він руйнує тканини бронхів та легень. Озон надзвичайно отруйний (сильніше за чадний газ). Гранично допустима концентрація повітря – 10 –5 %.
Таким чином, озон у верхніх і нижніх шарах атмосфери надає протилежний за своїми результатами вплив на людину і тваринний світ.
Озон поряд з хлором використовують для обробки води, щоб зруйнувати органічні домішки та знищити бактерії. Однак як хлорування, так і озонування води має свої переваги та недоліки. При хлоруванні води знищуються практично повністю бактерії, але утворюються шкідливі для здоров'я органічні речовини канцерогенного характеру (сприяють розвитку ракових пухлин) – діоксини та подібні до них сполуки. При озонуванні води такі речовини не утворюються, але озон вбиває не всі бактерії, і бактерії, що залишилися живими, через деякий час рясно розмножуються, поглинаючи залишки вбитих бактерій, і вода стає навіть більш забрудненою бактеріальною флорою. Тому озонування питної води краще застосовувати за її швидкого використання. Дуже ефективним є озонування води в басейнах, коли вода безперервно циркулює через озонатор. Озон застосовують також і для очищення повітря. Він належить до екологічно чистих окислювачів, які залишають шкідливих продуктів свого розпаду.
Озон окислює майже всі метали, крім золота та металів платинової групи.

Хімічні способи одержання озону є неефективними або надто небезпечними. Тому радимо вам отримати озон у суміші з повітрям в озонаторі (дія слабкого електричного розряду на кисень), що є у шкільній фізичній лабораторії.

Озон найчастіше отримують дією на газоподібний кисень тихого електричного розряду (без свічення та іскор), який відбувається між стінками внутрішнього та зовнішнього судин озонатора. Найпростіший озонатор неважко виготовити зі скляних трубок із пробками. Як це зробити, ви зрозумієте з рис. 8.4. Внутрішній електрод – металевий стрижень (довгий цвях), зовнішній електрод – дротяна спіраль. Повітря можна продувати повітряним насосом для акваріума або гумовою грушею від пульверизатора. На рис. 8.4 внутрішній електрод знаходиться у скляній трубці ( як ви вважаєте, чому?), але можна зібрати озонатор і без неї. Гумові пробки швидко роз'їдаються озоном.

Висока напруга зручно отримати від індукційної котушки системи запалювання автомобіля, безперервно розмикаючи з'єднання з джерелом низької напруги (акумулятор або випрямляч струму на 12 В).
Вихід озону – кілька відсотків.

Якісно виявити озон можна за допомогою крохмального розчину калію йодиду. Цим розчином можна просочити смужку фільтрувального паперу або додати розчин в озоновану воду, а повітря з озоном пропускати через розчин в пробірці. Кисень у реакцію з йодид-іоном не входить.
Рівняння реакції:

2I – + О 3 + Н 2 О = I 2 + O 2 + 2ОН – .

Напишіть рівняння реакцій прийому та віддачі електронів.
Піднесіть до озонатора смужку фільтрувального паперу, змочену цим розчином. (Навіщо розчин йодиду калію має містити крохмаль?)Визначення озону цим способом заважає пероксид водню (чому?).
Розрахуйте ЕРС реакції, використовуючи електродні потенціали:

3. Відновлювальні властивості сірководню та сульфід-іону.

Сірководень – безбарвний газ із запахом тухлих яєць (до складу деяких білків входить сірка).
Для проведення дослідів з сірководнем можна користуватися газоподібним сірководнем, пропускаючи його через розчин з речовиною, що вивчається, або приливати до досліджуваних розчинів заздалегідь приготовлену сірководневу воду (це зручніше). Багато реакцій можна проводити з розчином сульфіду натрію (реакції на сульфід-іон S 2–).
Працювати із сірководнем лише під тягою! Суміші сірководню з повітрям згоряють із вибухом.

Сірководень зазвичай отримують в апараті Кіппа, діючи 25% сірчаної (розведеної 1:4) або 20% соляної (розведеної 1:1) кислотою на сульфід заліза у вигляді шматочків розміром 1-2 см. Рівняння реакції:

FeS (кр.) + 2Н + = Fe 2 + H 2 S (р.).

Невеликі кількості сірководню можна отримати, помістивши кристалічний сульфід натрію в колбу з пробкою, через яку пропущені крапельна лійка з краном і трубка відвідна. Повільно приливаючи з лійки 5-10% соляну кислоту. (чому не сірчану?), Колбу постійно струшують похитуванням, щоб уникнути місцевого скупчення кислоти, що не прореагувала. Якщо цього не робити, несподіване змішування компонентів може призвести до бурхливої ​​реакції, виштовхування пробки та руйнування колби.
Рівномірний струм сірководню виходить при нагріванні з сіркою багатих на водень органічних сполук, наприклад парафіну (1 частина парафіну на 1 частина сірки, 300 °С).
Для отримання сірководневої води через дистильовану воду (або кип'ячену) пропускають сірководень. В одному обсязі води розчиняється близько трьох обсягів газоподібного сірководню. При стоянні на повітрі сірководнева вода поступово каламутніє (чому?).
Сірководень – сильний відновник: галогени відновлюються до галогеноводородів, сірчана кислота – до діоксиду сірки і сірки.
Сірководень отруйний. Гранично допустима концентрація повітря 0,01 мг/л. Навіть при незначних концентраціях сірководень подразнює очі та дихальні шляхи, викликає головний біль. Концентрації вище 0,5 мг/л небезпечні життя. При вищих концентраціях уражається нервова система. При вдиху сірководню можлива зупинка серця та дихання. Іноді сірководень накопичується в печерах і каналізаційних колодязях, і людина, що потрапила туди, миттєво втрачає свідомість і гине.
У той же час сірководневі ванни мають лікувальну дію на організм людини.

3а. Реакція сірководню з пероксидом водню.

Вивчіть дію розчину пероксиду водню на сірководневу воду або розчин сульфіду натрію.
За результатами дослідів складіть рівняння реакцій. Розрахуйте ЕРС реакції та зробіть висновок про можливість її проходження.

3б. Реакція сірководню із сірчаною кислотою.

У пробірку з 2-3 мл сірководневої води (або розчину сульфіду натрію) прилийте по краплях концентровану сірчану кислоту (обережно!)до появи каламуті. Що це за речовина? Які інші продукти можуть вийти у цій реакції?
Напишіть рівняння реакцій. Розрахуйте ЕРС реакції, використовуючи електродні потенціали:

4. Діоксид сірки та сульфіт-іон.

Діоксид сірки, сірчистий газ – найважливіший забруднювач атмосфери, що виділяється автомобільними двигунами при використанні погано очищеного бензину і топками, в яких згоряють вугілля, торф або мазут, що містять сірку. Щороку в атмосферу через спалювання вугілля та нафти викидаються мільйони тонн діоксиду сірки.
У природі діоксид сірки зустрічається у вулканічних газах. Діоксид сірки окислюється киснем повітря в триоксид сірки, який, поглинаючи воду (пари), перетворюється на сірчану кислоту. кислотні дощі, що випадають, руйнують цементні частини будівель, пам'ятники архітектури, висічені з каменю скульптури. Кислотні дощі уповільнюють зростання рослин і навіть призводять до їхньої загибелі, вбивають живі організми водойм. Такі дощі вимивають з ріллі малорозчинні у воді фосфорні добрива, які, потрапляючи у водоймища, призводять до бурхливого розмноження водоростей і швидкого заболочування ставків, річок.
Діоксид сірки – безбарвний газ із різким запахом. Отримувати діоксид сірки та працювати з ним слід під тягою.

Сірчистий газ можна отримати, помістивши в колбу, що закривається пробкою з трубкою відвідної і крапельною лійкою, 5-10 г сульфіту натрію. З крапельної вирви з 10 мл концентрованої сірчаної кислоти (крайня обережність!)приливайте її краплями до кристалів сульфіту натрію. Замість кристалічного сульфіту натрію можна скористатися його насиченим розчином.
Діоксид сірки можна отримати також реакцією між металевою міддю та сірчаною кислотою. У круглодонну колбу, з пробкою з газовідвідною трубкою і крапельною лійкою, покладіть мідні стружки або шматки дроту і прилийте з краплинної лійки трохи сірчаної кислоти (на 10 г міді береться близько 6 мл концентрованої сірчаної кислоти). Для початку реакції трохи нагрійте колбу. Після цього кислоту приливайте краплями. Напишіть рівняння прийому та віддачі електронів та сумарне рівняння.
Властивості діоксиду сірки можна вивчати, пропускаючи газ через розчин реагенту, або у вигляді водного розчину (сірчистої кислоти). Такі результати виходять при використанні підкислених розчинів сульфітів натрію Na 2 SO 3 і калію До 2 SO 3 . В одному обсязі води розчиняється до сорока обсягів сірчистого газу (виходить ~6% розчин).
Діоксид сірки токсичний. При легких отруєннях починається кашель, нежить, з'являються сльози, починається запаморочення. Збільшення дози призводить до зупинки дихання.

4а. Взаємодія сірчистої кислоти із пероксидом водню.

Передбачте продукти взаємодії сірчистої кислоти та пероксиду водню. Перевірте припущення досвідом.
До 2-3 мл сірчистої кислоти прилийте стільки ж 3% розчину пероксиду водню. Як довести утворення передбачуваних продуктів реакції?
Той самий досвід повторіть з підкисленим і лужним розчинами сульфіту натрію.
Напишіть рівняння реакцій та розрахуйте ЕРС процесу.
Виберіть потрібні електродні потенціали:

4б. Реакція між сірчистим газом та сірководнем.

Ця реакція проходить між газоподібними SO 2 і H 2 S і служить отримання сірки. Реакція цікава також тим, що два забруднювачі атмосфери взаємно знищують один одного. Чи відбувається ця реакція між розчинами сірководню та сірчистого газу? Дайте відповідь на це запитання досвідом.
Виберіть електродні потенціали для визначення можливості проходження реакції в розчині:

Спробуйте провести термодинамічний розрахунок можливості проходження реакцій. Термодинамічні характеристики речовин для визначення можливості проходження реакції між газоподібними речовинами:

При якому стані речовин – газоподібному чи розчині – реакції кращі?

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

Шкала ступенів окислення сірки:

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

В природі - п'ятнадцятийза хімічною поширеністю елемент (сьомий серед неметалів). Зустрічається у вільному (саморідному) та пов'язаному вигляді. Життєво важливий елемент для вищих організмів.

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

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

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

Сірка, особливо порошкоподібна, має високу активність при нагріванні. Реагує як окислювач з металами та неметалами:

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

Сірка піддається дисмутації в розчинах лугів:

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

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

S + 2НI (г) = I 2 + H 2 S,

але в розчині реакція йде у зворотний бік:

I 2 + H 2 S(p) = 2 HI + S↓

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

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

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

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

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

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

Отримання: в промисловості- Прямим синтезом:

Н 2 + S = H 2 S(150–200 °C)

або при нагріванні сірки з парафіном;

в лабораторії– витісненням із сульфідів сильними кислотами

FeS + 2НCl (конц.) = FeCl 2 + H 2 S

або повним гідролізом бінарних сполук:

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

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

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

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

Рівняння найважливіших реакцій:

Na 2 S + 2НCl (розб.) = 2NaCl + H 2 S

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

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

Na 2 S + H 2 S (насич.) = 2NaHS

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

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

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

S 2- + 2Ag + = Ag 2 S (чорн.)↓

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Al 2 S 3 + 6НCl (розб.) = 2AlCl 3 + 3H 2 S

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

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

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

2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)

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

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

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

Fe + S = FeS(600 °C)

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

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

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

Рівняння найважливіших реакцій:

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

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

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

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

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

Рівняння найважливіших реакцій:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (понад 20 °C)

NH 4 HS + НCl (розб.) = NH 4 Cl + H 2 S

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

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

Отримання: насичення концентрованого розчину NH 3 сірководнем:

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

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

Диоксид сірки. Сульфіти

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

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

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

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

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

Рівняння найважливіших реакцій:

Розчинення у воді та кислотні властивості:

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

S + O 2 = SO 2(280–360 °C)

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

у лабораторії – витіснення сірчаної кислоти з сульфітів:

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

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

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

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

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

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

Сірчана кислота. Сульфати

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

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

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

Отриманняв промисловості:

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

S + O 2 (повітря) = SO 2(280–360 °C)

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

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

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

б) конверсія SO 2 SO 3 в контактному апараті:

в) синтез концентрованої та безводної сірчаної кислоти:

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

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

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

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

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

Рівняння найважливіших реакцій:

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

Застосовується як компонент флюсів у металургії, складова мінеральних добрив.

Рівняння найважливіших реакцій:

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

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

KHSO 4 (розб.) + КОН (конц.) = K 2 SO 4 + Н 2 O KHSO 4 + КCl = K 2 SO 4 + НCl (450–700 °C)

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

Отримання: обробка сульфату калію концентрованою (більш ніж 6O%) сірчаною кислотою на холоді:

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

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

Рівняння найважливіших реакцій: 100–128 °C

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

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

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

Рівняння найважливіших реакцій:

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

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

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

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

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

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

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

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

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

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

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

Fe + H 2 SO 4 (розб.) = FeSO 4+ H 2

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

7.4. Неметали VA-групи

Азот. Аміак

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

Шкала ступенів окиснення азоту:

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

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

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

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

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

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)

В електричному розряді N 2 реагує з фтором і дуже мало - з киснем:

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

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

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

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

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

N-III H 4 N III O 2(т) = N 2 0 + 2H 2 O (60–70 °C)

NH 4 Cl (p) + KNO 2(p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100 °C)

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

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

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

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

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

Рівняння найважливіших реакцій:

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

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

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

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

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

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

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

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

NH 3 Н 2 O + НCl (розб.) = NH 4 Cl + Н 2 O

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

8(NH 3 Н 2 O) (конц.) + ЗBr 2(р) = N 2 + 6NH 4 Br + 8Н 2 O (40–50 °C)

2(NH 3 Н 2 O) (конц.) + 2КMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4Н 2 O + 2КОН

4(NH 3 Н 2 O) (конц.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O

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

6(NH 3 Н 2 O) (конц.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6Н 2 O

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

Подібна інформація.