Сера – элемент 3‑го периода и VIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 16, относится к халькогенам. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 4 , характерные степени окисления 0, ‑II, +IV и +VI, состояние S VI считается устойчивым.

Шкала степеней окисления серы:

Электроотрицательность серы равна 2,60, для нее характерны неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных анионов, образует кислородсодержащие кислоты и их соли, бинарные соединения.

В природе – пятнадцатый по химической распространенности элемент (седьмой среди неметаллов). Встречается в свободном (самородном) и связанном виде. Жизненно важный элемент для высших организмов.

Сера S. Простое вещество. Желтая кристаллическая (α‑ромбическая и β‑моноклинная,

при 95,5 °C) или аморфная (пластическая). В узлах кристаллической решетки находятся молекулы S 8 (неплоские циклы типа «корона»), аморфная сера состоит из цепей S n . Низкоплавкое вещество, вязкость жидкости проходит через максимум при 200 °C (разрыв молекул S 8 , переплетение цепей S n). В паре – молекулы S 8 , S 6 , S 4 , S 2 . При 1500 °C появляется одноатомная сера (в химических уравнениях для простоты любая сера изображается как S).

Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагирует с ней, хорошо растворима в сероуглероде CS 2 .

Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой активностью при нагревании. Реагирует как окислитель с металлами и неметаллами:

а как восстановитель – с фтором, кислородом и кислотами (при кипячении):

Сера подвергается дисмутации в растворах щелочей:

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

При высокой температуре (400 °C) сера вытесняет иод из иодоводорода:

S + 2НI (г) = I 2 + H 2 S,

но в растворе реакция идет в обратную сторону:

I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

Получение : в промышленности выплавляется из природных залежей самородной серы (с помощью водяного пара), выделяется при десульфурации продуктов газификации угля.

Сера применяется для синтеза сероуглерода, серной кислоты, сернистых (кубовых) красителей, при вулканизации каучука, как средство защиты растений от мучнистой росы, для лечения кожных заболеваний.

Сероводород H 2 S. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с удушающим запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [::S(H) 2 ]

(sp 3 ‑гибридизация, валетный угол Н – S–Н далек от тетраэдрического). Неустойчив при нагревании выше 400 °C. Малорастворим в воде (2,6 л/1 л Н 2 O при 20 °C), насыщенный раствор децимолярный (0,1М, «сероводородная вода»). Очень слабая кислота в растворе, практически не диссоциирует по второй стадии до ионов S 2‑ (максимальная концентрация S 2‑ равна 1 10 ‑13 моль/л). При стоянии на воздухе раствор мутнеет (ингибитор – сахароза). Нейтрализуется щелочами, не полностью – гидратом аммиака. Сильный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Сульфидирующий агент, осаждает из раствора разноокрашенные сульфиды с очень малой растворимостью.

Качественные реакции – осаждение сульфидов, а также неполное сгорание H 2 S с образованием желтого налета серы на внесенном в пламя холодном предмете (фарфоровый шпатель). Побочный продукт очистки нефти, природного и коксового газа.

Применяется в производстве серы, неорганических и органических серосодержащих соединений как аналитический реагент. Чрезвычайно ядовит. Уравнения важнейших реакций:

Получение : в промышленности – прямым синтезом:

Н 2 + S = H 2 S (150–200 °C)

или при нагревании серы с парафином;

в лаборатории – вытеснением из сульфидов сильными кислотами

FeS + 2НCl (конц.) = FeCl 2 + H 2 S

или полным гидролизом бинарных соединений:

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

Сульфид натрия Na 2 S. Бескислородная соль. Белый, очень гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. При стоянии на воздухе раствор мутнеет (коллоидная сера) и желтеет (окраска полисульфида). Типичный восстановитель. Присоединяет серу. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции на ион S 2‑ – осаждение разноокрашенных сульфидов металлов, из которых MnS, FeS, ZnS разлагаются в НCl (разб.).

Применяется в производстве сернистых красителей и целлюлозы, для удаления волосяного покрова шкур при дублении кож, как реагент в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

Na 2 S + 2НCl (разб.) = 2NaCl + H 2 S

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

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

Na 2 S + H 2 S (насыщ.) = 2NaHS

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

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

S 2‑ + M 2+ = MnS (телесн.)↓; FeS (черн.)↓; ZnS (бел.)↓

S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (черн.)↓

S 2‑ + M 2+ = СdS (желт.)↓; PbS, CuS, HgS (черные)↓

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

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

Получение в промышленности – прокаливание минерала мирабилит Na 2 SO 4 10Н 2 O в присутствии восстановителей:

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

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

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

Сульфид алюминия Al 2 S 3 . Бескислородная соль. Белый, связь Al – S преимущественно ковалентная. Плавится без разложения под избыточным давлением N 2 , легко возгоняется. Окисляется на воздухе при прокаливании. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из раствора. Разлагается сильными кислотами. Применяется как твердый источник чистого сероводорода. Уравнения важнейших реакций:

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

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

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

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

Получение : взаимодействие алюминия с расплавленной серой в отсутствие кислорода и влаги:

2Al + 3S = AL 2 S 3 (150–200 °C)

Сульфид железа (II) FeS. Бескислородная соль. Черно‑серый с зеленым оттенком, тугоплавкий, разлагается при нагревании в вакууме. Во влажном состоянии чувствителен к кислороду воздуха. Нерастворим в воде. Не выпадает в осадок при насыщении растворов солей железа(II) сероводородом. Разлагается кислотами. Применяется как сырье в производстве чугуна, твердый источник сероводорода.

Соединение железа(III) состава Fe 2 S 3 не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

Fe + S = FeS (600 °C)

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

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

Дисульфид железа FeS 2 . Бинарное соединение. Имеет ионное строение Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . Темно‑желтый, термически устойчивый, при прокаливании разлагается. Нерастворим в воде, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Разлагается кислотами‑окислителями, подвергается обжигу на воздухе. Применяется как сырье в производстве чугуна, серы и серной кислоты, катализатор в органическом синтезе. В природе – рудные минералы пирит и марказит.

Уравнения важнейших реакций:

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

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

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

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

Гидросульфид аммония NH 4 HS. Бескислородная кислая соль. Белый, плавится под избыточным давлением. Весьма летучий, термически неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по катиону и аниону (преобладает), создает щелочную среду. Раствор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами, в насыщенном растворе присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется, средняя соль (NH 4) 2 S не существует в растворе (условия получения средней соли см. в рубрике «H 2 S»). Применяется в качестве компонента фотопроявителей, как аналитический реагент (осадитель сульфидов).

Уравнения важнейших реакций:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (выше 20 °C)

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

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

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

Получение : насыщение концентрированного раствора NH 3 сероводородом:

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

В аналитической химии раствор, содержащий равные количества NH 4 HS и NH 3 Н 2 O, условно считают раствором (NH 4) 2 S и используют формулу средней соли в записи уравнений реакций, хотя сульфид аммония полностью гидролизуется в воде до NH 4 HS и NH 3 Н 2 O.

Диоксид серы. Сульфиты

Диоксид серы SO 2 . Кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: S(O) 2 ] (sр 2 ‑гибридизация), содержит σ,π‑связи S=O. Легко сжижается, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (~40 л/1 л Н 2 O при 20 °C). Образует полигидрат, обладающий свойствами слабой кислоты, продукты диссоциации – ионы HSO 3 ‑ и SO 3 2‑ . Ион HSO 3 ‑ имеет две таутомерные формы – симметричную (некислотную) со строением тетраэдра (sр 3 ‑гибридизация), которая преобладает в смеси, и несимметричную (кислотную) со строением незавершенного тетраэдра [: S(O) 2 (OH)] (sр 3 ‑гибридизация). Ион SO 3 2‑ также тетраэдрический [: S(O) 3 ].

Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель, слабый окислитель.

Качественная реакция – обесцвечивание желто‑коричневой «йодной воды». Промежуточный продукт в производстве сульфитов и серной кислоты.

Применяется для отбеливания шерсти, шелка и соломы, консервирования и хранения фруктов, как дезинфицирующее средство, антиоксидант, хладагент. Ядовит.

Соединение состава H 2 SO 3 (сернистая кислота) не известно (не существует).

Уравнения важнейших реакций:

Растворение в воде и кислотные свойства:

Получение : в промышленности – сжигание серы в воздухе, обогащенном кислородом, и, в меньшей степени, обжиг сульфидных руд (SO 2 – попутный газ при обжиге пирита):

S + O 2 = SO 2 (280–360 °C)

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

в лаборатории – вытеснение серной кислотой из сульфитов:

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

Сульфит натрия Na 2 SO 3 . Оксосоль. Белый. При нагревании на воздухе разлагается без плавления, плавится под избыточным давлением аргона. Во влажном состоянии и в растворе чувствителен к кислороду воздуха. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель.

Качественная реакция на ион SO 3 2‑ – образование белого осадка сульфита бария, который переводится в раствор сильными кислотами (НCl, HNO 3).

Применяется как реактив в аналитической химии, компонент фотографических растворов, нейтрализатор хлора при отбеливании тканей.

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

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

Серная кислота. Сульфаты

Серная кислота H 2 SO 4 . Оксокислота. Бесцветная жидкость, очень вязкая (маслообразная), весьма гигроскопичная. Молекула имеет искаженно‑тетраэдрическое строение (sр 3 ‑гибридизация), содержит ковалентные σ‑связи S – ОН и σπ‑связи S=O. Ион SO 4 2‑ имеет правильно‑тетраэдрическое строение . Обладает широким температурным интервалом жидкого состояния (~300 градусов). При нагревании выше 296 °C частично разлагается. Перегоняется в виде азеотропной смеси с водой (массовая доля кислоты 98,3 %, температура кипения 296–340 °C), при более сильном нагревании разлагается полностью. Неограниченно смешивается с водой (с сильным экзо ‑эффектом). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Переводит металлы в сульфаты (при избытке концентрированной кислоты в обычных условиях образуются растворимые гидросульфаты), но металлы Be, Bi, Со, Fe, Mg и Nb пассивируются в концентрированной кислоте и не реагируют с ней. Реагирует с основными оксидами и гидроксидами, разлагает соли слабых кислот. Слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н I), сильный – в концентрированном растворе (за счет S VI). Хорошо растворяет SO 3 и реагирует с ним (образуется тяжелая маслообразная жидкость – олеум, содержит H 2 S 2 O 7).

Качественная реакция на ион SO 4 2‑ – осаждение белого сульфата бария BaSO 4 (осадок не переводится в раствор соляной и азотной кислотами, в отличие от белого осадка BaSO 3).

Применяется в производстве сульфатов и других соединений серы, минеральных удобрений, взрывчатых веществ, красителей и лекарственных препаратов, в органическом синтезе, для «вскрытия» (первого этапа переработки) промышленно важных руд и минералов, при очистке нефтепродуктов, электролизе воды, как электролит свинцовых аккумуляторов. Ядовита, вызывает ожоги кожи. Уравнения важнейших реакций:

Получение в промышленности :

а) синтез SO 2 из серы, сульфидных руд, сероводорода и сульфатных руд:

S + O 2 (воздух) = SO 2 (280–360 °C)

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

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

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

б) конверсия SO 2 в SO 3 в контактном аппарате:

в) синтез концентрированной и безводной серной кислоты:

Н 2 O (разб. H 2 SO 4) + SO 3 =H 2 SO 4 (конц., безводн.)

(поглощение SO 3 чистой водой с получением H 2 SO 4 не проводится из‑за сильного разогревания смеси и обратного разложения H 2 SO 4 , см. выше);

г) синтез олеума – смеси безводной H 2 SO 4 , дисерной кислоты H 2 S 2 O 7 и избыточного SO 3 . Растворенный SO 3 гарантирует безводность олеума (при попадании воды тут же образуется H 2 SO 4), что позволяет безопасно перевозить его в стальных цистернах.

Сульфат натрия Na 2 SO 4 . Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Образует кристаллогидрат (минерал мирабилит), легко теряющий воду; техническое название глауберова соль. Хорошо растворим в воде, не гидролизуется. Реагирует с H 2 SO 4 (конц.), SO 3 . Восстанавливается водородом, коксом при нагревании. Вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в производстве стекла, целлюлозы и минеральных красок, как лекарственное средство. Содержится в рапе соляных озер, в частности в заливе Кара‑Богаз‑Гол Каспийского моря.

Уравнения важнейших реакций:

Гидросульфат калия KHSO 4 . Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный, но кристаллогидратов не образует. При нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворим в воде, в растворе анион подвергается диссоциации, среда раствора сильнокислотная. Нейтрализуется щелочами.

Применяется как компонент флюсов в металлургии, составная часть минеральных удобрений.

Уравнения важнейших реакций:

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

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

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

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

Получение : обработка сульфата калия концентрированной (более чем 6O%‑ной) серной кислотой на холоду:

K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (конц.) = 2KHSO 4

Сульфат кальция CaSO 4 . Оксосоль. Белый, весьма гигроскопичный, тугоплавкий, при прокаливании разлагается. Природный CaSO 4 встречается в виде очень распространенного минерала гипс CaSO 4 2Н 2 O. При 130 °C гипс теряет часть воды и переходит в жжёный (штукатурный) гипс 2CaSO 4 Н 2 O (техническое название алебастр). Полностью обезвоженный (200 °C) гипс отвечает минералу ангидрит CaSO 4 . Малорастворим в воде (0,206 г/100 г Н 2 O при 20 °C), растворимость уменьшается при нагревании. Реагирует с H 2 SO 4 (конц.). Восстанавливается коксом при сплавлении. Определяет большую часть «постоянной» жесткости пресной воды (подробнее см. 9.2).

Уравнения важнейших реакций: 100–128 °C

Применяется как сырье в производстве SO 2 , H 2 SO 4 и (NH 4) 2 SO 4 , как флюс в металлургии, наполнитель бумаги. Приготовленный из жженого гипса вяжущий строительный раствор «схватывается» быстрее, чем смесь на основе Са(ОН) 2 . Затвердевание обеспечивается связыванием воды, образованием гипса в виде каменной массы. Используется жженый гипс для изготовления гипсовых слепков, архитектурно‑декоративных форм и изделий, перегородочных плит и панелей, каменных полов.

Сульфат алюминия‑калия KAl(SO 4) 2 . Двойная оксосоль. Белый, гигроскопичный. При сильном нагревании разлагается. Образует кристаллогидрат – алюжокалиевые квасцы. Умеренно растворим в воде, гидролизуется по катиону алюминия. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака.

Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, коагулянт при очистке пресной воды, компонент составов для проклеивания бумаги, наружное кровоостанавливающее средство в медицине и косметологии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов алюминия и калия.

Уравнения важнейших реакций:

Сульфат хрома(III) – калия KCr(SO 4) 2 . Двойная оксосоль. Красный (гидрат темно‑фиолетовый, техническое название хрожокалиевые квасцы). При нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде (серо‑синяя окраска раствора отвечает аквакомплексу 3+), гидролизуется по катиону хрома(III). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции на ион Cr 3+ – восстановление до Cr 2+ или окисление до желтого CrO 4 2‑ .

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, реактив в фотографии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов хрома(III) и калия. Уравнения важнейших реакций:

Сульфат марганца (II) MnSO 4 . Оксосоль. Белый, при прокаливании плавится и разлагается. Кристаллогидрат MnSO 4 5Н 2 O – красно‑розовый, техническое название марганцевый купорос. Хорошо растворим в воде, светло‑розовая (почти бесцветная) окраска раствора отвечает аквакомплексу 2+ ; гидролизуется по катиону. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель, реагирует с типичными (сильными) окислителями.

Качественные реакции на ион Mn 2+ – конмутация с ионом MnO 4 и исчезновение фиолетовой окраски последнего, окисление Mn 2+ до MnO 4 и появление фиолетовой окраски.

Применяется для получения Mn, MnO 2 и других соединений марганца, как микроудобрение и аналитический реагент.

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

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

Сульфат железа (II) FeSO 4 . Оксосоль. Белый (гидрат светло‑зеленый, техническое название железный купорос), гигроскопичный. Разлагается при нагревании. Хорошо растворим в воде, в малой степени гидролизуется по катиону. Быстро окисляется в растворе кислородом воздуха (раствор желтеет и мутнеет). Реагирует с кислотами‑окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель.

Применяется как компонент минеральных красок, электролитов в гальванотехнике, консервант древесины, фунгицид, лекарственное средство против анемии. В лаборатории чаще берется в виде двойной соли Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6Н 2 O (соль Мора), более устойчивой к действию воздуха.

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2

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

7.4. Неметаллы VA‑группы

Азот. Аммиак

Азот – элемент 2‑го периода и VA‑группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [ 2 He]2s 2 2p 3 , характерные степени окисления 0, ‑III, +III и +V, реже +II, +IV и др.; состояние N v считается относительно устойчивым.

Шкала степеней окисления азота:

Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и О. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а также катион аммония NH 4 + и его соли.

В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Азот N 2 . Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой σππ‑связью N ≡ N, этим объясняется химическая инертность азота при обычных условиях. Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O 2).

Главная составная часть воздуха: 78,09 % по объему, 75,52 % по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше кислорода O 2 . Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л Н 2 O при 20 °C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.

При комнатной температуре N 2 реагирует только с литием (во влажной атмосфере), образуя нитрид лития Li 3 N, нитриды других элементов синтезируют при сильном нагревании:

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)

В электрическом разряде N 2 реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:

Обратимая реакция получения аммиака протекает при 500 °C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe/F 2 O 3 /FeO, в лаборатории Pt):

В соответствии с принципом Ле‑Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450–500 °C, достигая 15 %‑ного выхода аммиака. Непрореагировавшие N 2 и Н 2 возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.

Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.

Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2С (кокс) + O 2 = 2СО при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий также примеси благородных газов (главным образом аргон).

В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:

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

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

Применяется для синтеза аммиака, азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.

Аммиак NH 3 . Бинарное соединение, степень окисления азота равна – III. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H) 3)] (sр 3 ‑гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH 3 донорной пары электронов на sр 3 ‑гибридной орбитали обусловливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH 4 + . Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л Н 2 O при 20 °C); доля в насыщенном растворе равна = 34 % по массе и = 99 % по объему, рН = 11,8.

Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Crорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N ‑III) и окислительные (за счет Н I) свойства. Осушается только оксидом кальция.

Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg 2 (NO 3) 2 .

Промежуточный продукт при синтезе HNO 3 и солей аммония. Применяется в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.

Уравнения важнейших реакций:

Получение : в лаборатории – вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью (NaOH + СаО):

или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.

В промышленности аммиак синтезируют из азота (см.) с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.

Гидрат аммиака NH 3 Н 2 O. Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH 3 и Н 2 O, связанные слабой водородной связью H 3 N… НОН. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH 4 ‑ и анион ОН ‑). Катион аммония имеет правильно‑тетраэдрическое строение (sp 3 ‑гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N III) в концентрированном растворе. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl.

Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.

В 1М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH 3 Н 2 O и лишь 0,4 % ионов NH 4 + и ОН ‑ (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH 4 OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате. Уравнения важнейших реакций:

NH 3 Н 2 O (конц.) = NH 3 + Н 2 O (кипячение с NaOH)

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

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

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

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

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

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

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

Разбавленный раствор аммиака (3–10 %‑ный) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5–25 %‑ный) – аммиачной водой (выпускается промышленностью).

Похожая информация.

Оксид серы (сернистый газ, серы диоксид, ангидрид сернистый) - это бесцветный газ, имеющий в в нормальных условиях резкий характерный запах (похож на запах загорающейся спички). Сжижается под давлением при комнатной температуре. Сернистый газ растворим в воде, при этом образуется нестойкая серная кислота. Также это вещество растворяется в серной кислоте и этаноле. Это один из основных компонентов, входящих в состав вулканических газов.

1. Диоксид серы растворяется в воде, при этом образуется сернистая кислота. В обычных условиях данная реакция обратима.

SO2 (диоксид серы) + H2O (вода) = H2SO3 (сернистая кислота).

2. С щелочами диоксид серы образует сульфиты. Например: 2NaOH (гидроксид натрия) + SO2 (сернистый газ)= Na2SO3 (сульфит натрия) + H2O (вода).

3. Химическая активность сернистого газа достаточно велика. Наиболее выражены восстановительные свойства сернистого ангидрида. В таких реакциях степень окисления серы повышается. Например: 1) SO2 (диоксид серы) + Br2 (бром) + 2H2O (вода) = H2SO4 (серная кислота) + 2HBr (бромоводород); 2) 2SO2 (диоксид серы) + O2 (кислород) = 2SO3 (сульфит); 3) 5SO2 (диоксид серы) + 2KMnO4 (перманганат калия) + 2H2O (вода) = 2H2SO4 (серная кислота) + 2MnSO4 (сульфат марганца) + K2SO4 (сульфат калия).

Последняя реакция - это пример качественной реакции на SO2 и SO3. Происходит обесцвечивание раствора фиолетового цвета).

4. В условиях присутствия сильных восстановителей сернистый ангидрид может проявлять свойства окислительные. Например, для того чтобы в металлургической промышленности извлечь серу из отходящих газов, используют восстановление диоксида серы оксидом углерода (CO): SO2 (диоксид серы) + 2CO (оксид углерода) = 2CO2 + S (сера).

Также окислительные свойства этого вещества используют в целях получения фосфорноваристой ксилоты: PH3 (фосфин) + SO2 (сернистый газ) = H3PO2 (фосфорноваристая кислота) + S (сера).

Где применяют сернистый газ

В основном диоксид серы используют для получения кислоты серной. Также его применяют как в производстве слабоалкогольных напитков (вино и другие напитки средней ценовой категории). Благодаря свойству этого газа убивать различные микроорганизмы, им окуривают складские помещения и овощехранилища. Помимо этого, оксид серы используют для отбеливания шерсти, шелка, соломы (тех материалов, которые нельзя отбелить хлором). В лабораториях сернистый газ применяют в качестве растворителя и в целях получения различных солей кислоты сернистой.

Физиологическое воздействие

Сернистый газ обладает сильными токсическими свойствами. Симптомы отравления - это кашель, насморк, охриплость голоса, своеобразный привкус во рту, сильное першение в горле. При вдыхании диоксида серы в высоких концентрациях возникает затруднение глотания и удушье, расстройство речи, тошнота и рвота, возможно развитие острого отека легких.

ПДК сернистого газа:
- в помещении - 10 мг/м³;
- среднесуточная максимально-разовая в атмосферном воздухе - 0,05 мг/м³.

Чувствительность к диоксиду серы у отдельных людей, растений и животных различна. Например, среди деревьев наиболее устойчивы дуб и береза, а наименее - ель и сосна.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Сероводород представляет собой бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка.

Он немного тяжелее воздуха, сжижается при температуре -60,3 o С и затвердевает при -85,6 o С. На воздухе сероводород горит голубоватым пламенем, образуя диоксид серы и воду:

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

Если внести в пламя сероводорода какой-нибудь холодный предмет, например фарфоровую чашку, то температура пламени значительно понижается и сероводород окисляется только до свободной серы, оседающей на чашке в виде желтого налета:

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

Сероводород легко воспламеняется; смесь его с воздухом взрывает. Сероводород очень ядовит. Длительное вздыхание воздуха, содержащего этот газ даже в небольших количествах, вызывает тяжелые отравления.

При 20 o С один объем воды растворяет 2,5 объема сероводорода. Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой. При стоянии на воздухе, особенно на свету, сероводородная воды скоро становится мутной от выделяющейся серы. Это происходит в результате окисления сероводорода кислородом воздуха.

Получение сероводорода

При высокой температуре сера взаимодействует с водородом, образуя газ сероводород.

Практически сероводород обычно получают действием разбавленных кислот на сернистые металлы, например на сульфид железа:

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

Более чистый сероводород можно получитьпри гидролизе CaS, BaS или A1 2 S 3 . Чистейший газполучается прямой реакцией водорода и серы при 600 °С.

Химические свойства сероводорода

Раствор сероводорода в воде обладает свойствами кислота. Сероводород - слабая двухосновная кислота. Она диссоциирует ступенчато и в основном по первой ступени:

H 2 S↔H + + HS — (K 1 = 6×10 -8).

Диссоциация по второй ступени

HS — ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

протекает в ничтожно малой степени.

Сероводород - сильный восстановитель. При действии сильных окислителей он окисляется до диоксида серы или до серной кислоты; глубина окисления зависит от условий: температуры, рН раствора, концентрации окислителя. Например, реакция с хлором обычно протекает до образования серной кислоты:

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

Средние соли сероводорода называют сульфидами.

Применение сероводорода

Применение сероводорода довольно ограничено, что, в первую очередь связано с его высокой токсичностью. Он нашел применение в лабораторной практике в качестве осадителя тяжелых металлов. Сероводород служит сырьем для получения серной кислоты, серы в элементарном виде и сульфидов

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

- (сернистый водород) H2S, бесцветный газ с запахом тухлых яиц; tпл?85,54 .С, tкип?60,35 .С; при 0 .С сжижается под давлением 1 МПа. Восстановитель. Побочный продукт при очистке нефтепродуктов, коксовании угля и др.; образуется при разложении… … Большой Энциклопедический словарь

СЕРОВОДОРОД - (H2S), бесцветный, ядовитый газ с запахом тухлых яиц. Образуется в процессах гниения, содержится в сырой нефти. Получают действием серной кислоты на сульфиды металлов. Используется в традиционном КАЧЕСТВЕННОМ АНАЛИЗЕ. Свойства: температура… … Научно-технический энциклопедический словарь

СЕРОВОДОРОД - СЕРОВОДОРОД, сероводорода, мн. нет, муж. (хим.). Газ, образующийся при гниении белковых веществ, издающий запах тухлых яиц. Толковый словарь Ушакова. Д.Н. Ушаков. 1935 1940 … Толковый словарь Ушакова

СЕРОВОДОРОД - СЕРОВОДОРОД, а, муж. Бесцветный газ с резким неприятным запахом, образующийся при разложении белковых веществ. | прил. сероводородный, ая, ое. Толковый словарь Ожегова. С.И. Ожегов, Н.Ю. Шведова. 1949 1992 … Толковый словарь Ожегова

сероводород - сущ., кол во синонимов: 1 газ (55) Словарь синонимов ASIS. В.Н. Тришин. 2013 … Словарь синонимов

СЕРОВОДОРОД - бесцветный ядовитый газ H2S с неприятным специфическим запахом. Обладает слабокислотными свойствами. 1 л С. при t 0 °C и давлении 760 мм составляет 1,539 г. Встречается в нефтях, в природных водах, в газах биохимического происхождения, как… … Геологическая энциклопедия

СЕРОВОДОРОД - СЕРОВОДОРОД, H2S (молекулярный вес 34,07), бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Литр газа при нормальных условиях (0°, 760 мм) весит 1,5392 г. Темп, кипения 62°, плавления 83°; С. входит в состав газообразных выделений… … Большая медицинская энциклопедия

сероводород - — Тематики биотехнологии EN hydrogen sulfide … Справочник технического переводчика

сероводород - СЕРОВОДОРОД, а, м Бесцветный газ с резким неприятным запахом, образующийся при разложении белковых веществ и представляющий собой соединение серы с водородом. Сероводород содержится в некоторых минеральных водах и лечебных грязях и используется… … Толковый словарь русских существительных

Книги

• Как бросить курить! (DVD) , Пелинский Игорь , "Нет ничего легче, чем бросить курить, - я уже тридцать раз бросал" (Марк Твен). Почему люди начинают курить? Чтобы расслабиться, отвлечься, собраться с мыслями, избавиться от стресса или… Категория: Психология. Бизнес Серия: Путь к здоровью и совершенству Издатель: Сова-Фильм , Купить за 275 руб
• Вестиментиферы – бескишечные беспозвоночные морских глубин , В. В. Малахов , Монография посвящена новой группе гигантских (до 2,5 м) глубоководных животных, обитающих в районах глубоководной гидротермальной активности и холодных углеводородных просачиваний. Наиболее… Категория: Медицина Издатель: Товарищество научных изданий КМК , Купить за 176 руб электронная книга (fb2, fb3, epub, mobi, pdf, html, pdb, lit, doc, rtf, txt)

Серная кислота – один из основных много тоннажных продуктов химической промышленности. Ее применяют в различных отраслях народного хозяйства, поскольку она обладает комплексом особых свойств, облегчающих ее технологическое использование. Серная кислота не дымит, не имеет цвета, запаха, при обычной температуре находится в жидком состоянии. В концентрированном виде не корродирует черные металлы. В то же время серная кислота относится к числу сильных минеральных кислот, образует многочисленные устойчивые соли и дешева. Безводная серная кислота (моногидрат) Н2SО4 представляет собой тяжелую маслянистую жидкость, которая смешивается с водой во всех соотношениях с выделением большого количества тепла.

Сырье процесса: серный колчедан, элементная сера, сероводо­род, сульфиды металлов, такие как медный колчедан CuFeS 2 , медный блеск CuS 2 , сульфаты : гипс CaSO 4 2H 2 O, ангидрит CaSO 4 , мирабилит Na 2 SO 4 10H 2 O и т.д.

Получение газо­вой серы из сероводорода, извлекаемого при очистке горючих и технологи­ческих газов, основано на процессе неполного окисления на твердом катализа­торе. При этом протекают реакции:

H 2 S + 1,5O 2 = SO 2 + H 2 O;

2H 2 S + SO 2 = 2H 2 O + 1,5S 2 .

Значительные количества серы могут быть получены из побочных про­дук­тов производства цветных металлов, например меди:

2FeS 2 = 2FeS +S 2 ;

SO 2 + C = S + CO 2 ;

CS 2 + SO 2 = 1,5S 2 + CO 2 ;

2COS + SO 2 = 1,5S 2 + 2CO 2

Получение сернистого газа сжиганием серы, сероводорода и других видов сырья

При сжигании 1 моля серы расходуется 1 моль кис­лорода. При этом получают 1 моль сернистого газа:

S (газ) + О2 (газ) = S02 (газ)-j - 362,4 кДж (86,5 ккал).

Поэтому при горении серы в воздухе, содержащем 21% кислорода, возможно (теоретически) получить 21% сернистого ангидрида. Выход сернистого ангидрида здесь выше, чем при горении колчедана и цинковой об­манки. При сжигании серы в производстве серной кис­лоты получается наиболее выгодное соотношение SO2 и кислорода. Если сжигать серу с небольшим избытком воздуха, можно получить сернистый газ с повышенным содержанием S02. Однако при этом развивается темпе­ ратура до 1300°С, что приводит к разрушению футе­ровки печи; это ограничивает получение из серы газа с высокой концентрацией S02.

Сероводород сгорает с образованием S02 и Н20:

2H2S + 302 = 2S02+2H20-f 1038,7 кДж (247,9 ккал).

Образующиеся при этом пары воды поступают с газо­вой смесью в контактный аппарат, а из него на абсорб­цию.

По технологическому оформлению производство серной кислоты из железного колчедана является наиболее сложным процессом и состоит из нескольких последовательно проводимых стадий.

Принципиальная схема этого производства представлена на рисунке.

1 – получение обжигового газа: 1 – обжиг колчедана, 2 – охлаждение газа в котле-утилизаторе, 3 – общая очистка газа, 4 – специальная очистка газа; 11 – контактирование: 5 – подогрев газа в теплообменнике, 6 – контактирование; 111 – абсорбция: 7 – абсорбция оксида серы (6) и образование серной кислоты.

Сернистый ангидрид S02 – это бесцветный газ, в 2.3 раза тяжелее воздуха, с резким запахом. При растворении в воде образуется слабая и нестойкая сернистая кислота SO2 +Н2О = H2SO3.

2.Уголь. Получение кокса.

Коксование каменных углей

Значительную часть углей подвергают высокотемпературной (пирогене-ти­ческой) химической переработке. Цель такой переработки – производство ценных вторичных продуктов, используемых далее в качестве топлива и про­межуточных продуктов для органического синтеза. По назначению и условиям процессы пирогенетической переработки углей делят на три вида: пиро­лиз, газификация, гидрирование .

Пиролиз или сухая перегонка – это процесс нагрева твердого топлива без доступа воздуха с целью получения газообразных, жидких и твердых продуктов различного назначения. Существует высокотемпературный пиро­лиз (коксование ) и низкотемпературный пиролиз (полукоксование ).

Полукоксование проводят при 500–580 о С с целью получения искус­ственного жидкого и газообразного топлива. Продуктами полукоксования являются сы­рье для оргсинтеза, смола (источник получения моторных топлив), раство­ри­тели, мономеры и полукокс, используемый как местное топливо и добавка в шихту для коксования.

Процессы гидрирования и газификации используются для получения из угля жидких продуктов, применяемых как моторное топливо, и горючих газов.

Коксование каменного угля проводят при температуре 900 – 1200 о С с целью получения кокса, горючих газов и сырья для химической промышленности.

Предприятия, на которых осуществляют коксование углей, называют коксохимическими. Существуют отдельные коксохимические заводы с пол­ным циклом коксохимического производства, размещаемые отдельно от ме-таллургических предприятий, и коксохимические цеха в составе металлу­рги­ческих комбинатов.

Структурная схема коксохимического производства представлена на рисунке.

Каменный уголь

Углеподготовка

Угольная шихта

Кокс

Коксование

ВодородОКГ

ПКГ Кокс на склад

Охлаждение и разделение

СБ КУС

Разгонка

Разгонка

Индивидуальные арены Фракции КУС

Нейтрализация

на переработку

Серная кислота

Сульфат аммония

Рис.. Структурная схема коксохимического производства

На схеме обозначено: ОКГ – обратный коксовый газ; ПКГ – прямой коксовый газ; КУС – каменноугольная смола; СБ – сырой бензол.

По физико-химической природе коксование – это сложный двухфазный эндотермический процесс, в котором протекают термофизические превраще­ния коксуемого сырья и вторичные реакции с участием органических полу­продуктов первой стадии коксования. Коксование угля ведут в коксовых пе­чах периодического действия, в которых теплота передается к коксуемой уголь­ной шихте через стенку реактора.

3. Получение соляной кислоты. Соля́ная кислота́ (хлороводоро́дная, хлористоводоро́дная, хлористый водород) - HCl, раствор хлороводорода в воде; сильная одноосновная кислота. Бесцветная (техническая соляная кислота желтоватая из-за примесей Fe, Cl 2 и др.), «дымящая» на воздухе, едкая жидкость. Максимальная концентрация при 20 °C равна 38% по массе, плотность такого раствора 1,19 г/см³. Молярная масса 36,46 г/моль. Соли соляной кислоты называются хлоридами. Рассмотрим основные направления использования кислоты:

Металлургия. Соляная кислота техническая применяется для зачистки металлов при лужении и паянии. Также кислота соляная используется при получении марганца, железа и других веществ.

Гальванопластика. В этом направлении соляная кислота техническая выступает в роли активной среды при травлении и декапировании.

Пищевая промышленность. Всевозможные регуляторы кислотности, например, E507, имеют в своем составе кислоту. Да и содовую (сельтерскую) воду трудно представить без такого вещества, как кислота соляная .

Медицина. В данной сфере, конечно же, используется не соляная кислота техническая , а очищенные аналоги, однако, подобное явление все же имеет место. В частности, речь идет о добавлении вещества в желудочный сок в случае недостаточной кислотности.

В колонне адиабатической абсорбции получают соляную кислоту пониженной концентрации, но свободную от органических примесей. Кислоту с повышенной концентрацией HCI производят в колонне изотермической абсорбции при пониженной температуре. Степень извлечения HCI из абгазов при использовании в качестве абсорбентов разбавленных кислот составляет 90-95%. При использовании в качестве абсорбента чистой воды степень извлечения почти полная.

4. Прямой синтез концентрированной азотной кислоты.

Прямой синтез HNО 3 основан на взаимодействии жидких оксидов азота с водой и газообразным кислородом под давлением до 5 МПа по уравнению

2N 2 O 4 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3

100%-ный диоксид азота при атмосферном давлении и температуре 21,5 °С полностью переходит в жидкое состояние. При окислении аммиака полученный NO окисляется в NO 2 , содержание которого в газовой смеси составляет около 11%. Перевести диоксид азота такой концентрации в жидкое состояние при атмосферном давлении не представляется возможным, поэтому для сжижения оксидов азота применяют повышенное давление.

Концентрирование азотной кислоты с помощью водоотнимающих веществ. Получить концентрированную азотную кислоту перегонкой разбавленной кислоты невозможно. При кипении и перегонке разбавленной азотной кислоты ее можно упарить лишь до содержания 68,4 % HNO 3 (азеотропная смесь), после чего состав перегоняемой смеси не изменится.

В промышленности перегонку разбавленных водных растворов азотной кислоты осуществляют в присутствии водоотнимающих веществ (концентрированная серная кислота, фосфорная кислота, концентрированные растворы нитратов и др.). Применение водоотнимающих веществ дает возможность понизить содержание водяных паров над кипящей смесью и увеличить содержание паров азотной кислоты, при конденсации которых получается 98%-ная HNО 3 .

Технологическая схема концентрирования азотной кислоты с применением серной кислоты:

Рисунок– Схема концентрирования разбавленной азотной кислоты в присутствии серной кислоты:

1, 4 – напорные баки для азотной и серной кислоты; 2 – контрольные фонари; 3 – испаритель разбавленной азотной кислоты; 5 – коробка для регулировании подачи кислоты,;6 – концентрационная колонна, 7 – холодильник конденсатор; 8 – холодильник кислоты, циркулирующей в башне; 9 –вентилятор: 10 – поглотительная башня; 11 – сборник; 12 – насос; 13 – холодильник концентрированной азотной кислоты, 14 – холодильник отработанной серной кислоты

Разбавленная азотная кислота из напорного бака 1 подается в колонну 6 через два расходомера 2, включенные параллельно. Один поток кислоты проходит в испаритель 3 и подается в виде смеси жидкости и пара на 10-ю тарелку колонны 6, другой поток без подогрева поступает на вышележащую тарелку.

Серная кислота из напорного бака 4 через регулятор 5 подается в верхнюю часть колонны 6 выше ввода холодного потока азотной кислоты. В нижнюю часть колонны вводится острый пар, при нагревании которым из тройной смеси начинает испаряться азотная кислота.

Пары азотной кислоты при температуре 70–85 °С, поднимаясь вверх, выходят через штуцер в крышке колонны и поступают в холодильник-конденсатор 7. В этих парах имеются примеси оксидов азота и воды.

В холодильнике-конденсаторе пары азотной кислоты при температуре около 30 °С конденсируются с образованием 98–99%-ной HNО 3 , при этом оксиды азота частично поглощаются этой кислотой. Концентрированная азотная кислота, содержащая оксиды азота, направляется на две верхние тарелки и проходит их последовательно, причем оксиды выдуваются из раствора парами азотной кислоты, поступающими в конденсатор 7. Несконденсировавшиеся пары азотной кислоты и выделившиеся оксиды азота направляют на абсорбцию в башню 10, орошаемую водой. Полученная 50%-ная кислота поступает в сборник 11 и вновь направляется на концентрирование. Концентрированную азотную кислоту после охлаждения направляют на склад готовой продукции.

Отработанная серная кислота, содержащая 65–85% H 2 SO 4 , поступает на концентрирование. При концентрировании азотной кислоты с применением 92–93%-ной серной кислоты расход последней значительно сокращается при подаче на концентрирование 59–60%-ной HNO 3 вместо 48–50%-ной. Поэтому в некоторых случаях выгодно проводить предварительное концентрирование 50%-ной HNO 3 до 60%-ной путем простого упаривания.

Большим недостатком концентрирования азотной кислоты с помощью серной кислоты является высокое содержание паров и тумана H 2 SO 4 в выхлопных газах после электрофильтров (0,3–0,8 г/м 3 газа). Поэтому серную кислоту заменяют, например, нитратом магния или цинка.

5. Получение керамики.

Кера́мика - обширная по составу группа диэлектрических материалов, объединенных общностью технологического цикла. В настоящее время под словом керамика понимают не только глиносодержащие, но и другие неорганические материалы, обладающие сходными свойствами, при изготовлении изделий из которых требуется высокотемпературный обжиг. Исходные материалы. Для изготовления керамических изделий используют различные природные и искусственные материалы.

Искусственные и природные материалы - оксиды, соли различаются по количественному и качественному содержанию примесей посторонних оксидов и в соответствии с этим условно обозначают буквами: Ч (чистый), ЧДА (чистый для анализа), ХЧ (химически чистый), и др. Также различают исходное сырье по физико-химическим показателям (размерам и форме частиц, удельной поверхности, активности и др.).

Исходным сырьем для производства радио- и пьезокерамики является большое количество различных солей и окислов: каолины, глины, полевые шпаты, кремний содержащие материалы, тальки - природные пластичные материалы; искусственные непластичные материалы, производимые промышленностью - технический глинозем и корунд, диоксиды циркония и титана, оксид бериллия, карбонаты бария и стронция.

Глины и каолины состоят преимущественно из гидроалюмосиликатов (Al 2 O 3 *2SiO 2 *H 2 O) и примесей солей железа, щелочных и щелочноземельных оксидов и солей. Из полевых шпатов наиболее приемлемы для производства керамики калиево-натриевые полевые шпаты (K 2 O*Al 2 O 3 *6SiO 2 ; Na 2 O*Al 2 O 3 *6SiО 2). Основой кремний содержащих материалов и кварцев является диоксид кремния (SiO 2), в котором могут быть различные добавки (окислы железа, глины, полевые шпаты и др.).Состав тальков разнообразен: от 3MgO*4SiO 2 *H2O до 4MgO*5SiO 2 *H2O, примеси в них Fe 2 O 3 , Al 2 O 3 , CaO, Na 2 О, Cr 2 O и др. Самыми нежелательными примесями во всех природных пластичных материалах являются соли железа.

Названные природные пластичные материалы используют для улучшения пластических свойств пресс-масс для формования изделий и как стеклообразуюшие добавки в радиокерамике. Тальки являются основой таких видов радиокерамики как стеатитовая и форстеритовая.

Технический глинозем и корунд получают при химической переработке природного сырья-минерала боксита и прокаливания его до 1100–1200 0 С. Диоксиды циркония (Zr 2 O 2), титана (TiO 2), олова (SnO 2), оксиды бериллия (B 2 O), стронция (SrO), цинка (ZnO), свинца (PbO), магния (MgO) получают при воздействии на исходное сырье путем комплекса химических и термических взаимодействий.

Получение керамики. По строению керамика представляет собой сложную систему состоящую из трех основных фаз: кристаллической, стекловидной и газовой. Кристаллическая фаза (основная) представляет собой химические соединения или твердые растворы, она определяет характерные свойства керамического материала; стекловидная фаза находится в керамическом материале в виде прослоек между кристаллической составляющей или обособленных микрочастиц и выполняет роль связующего вещества; газовая фаза представляет собой газы, содержащиеся в порах керамики. Поры ухудшают свойства керамики, особенно при повышенной влажности.

Свойства керамики зависят от состава смеси (химического и процентного соотношения веществ), режима обработки.

Керамика может быть изготовлена путем однократного или двукратного обжига. Это имеет свои преимущества и недостатки.

В производстве керамики распространены следующие технологические способы изготовления пъезокерамики основанные на:

1) механическом смешивании исходных веществ в виде порошков окислов и солей металлов, соответствующих химическому составу изготовляемого материала;

2) термическом разложении солей металлов;

3) совместном осаждении карбонатов солей соответствующих металлов или их гидратов.

Исходными веществами для изготовления радио - пъезокерамики и ферритов являются окислы и соли металлов. Основные этапы технологического процесса заключаются в следующем.

Набор исходных веществ определяется заданными магнитными и электрическими свойствами изделий, геометрической формой и размерами.

Анализ исходных окислов и солей выполняется с целью определения их физико-химических характеристик, вида и количества примесей, величины и формы частичек, активности, т.е. возможности вступать в реакцию с другими компонентами смеси, и др.

Расчет массы и соотношения исходных компонентов проводят, основываясь на химической формуле материала. И затем в соответствии с расчетом производят взвешивание исходных компонентов.

Помол или растворение и смешивание выполняют для получения однородной по химическому составу и размеру частиц смеси. Эти операции выполняют или с жидкостью (водой) или без воды, т.е. выполняют мокрый (шликерный) или сухой помол. Мокрый помол завершается сушкой.

Операция брикетирование (гранулирование) нужна для получения более компактной формы полученной смеси (шихты) и более полного протекания реакции при выполнении следующей операции. Здесь получают брикеты, таблетки или гранулы.

Предварительный обжиг шихты выполняется для частичного или полного протекания диффузионных процессов между окислами для превращения их в керамический материал (синтез керамики) и уменьшения усадки при окончательном обжиге.

Вторичный помол и смешивание брикетов, таблеток или гранул выполняется с целью получения изделий с равномерными свойствами, полного протекания диффузионных процессов и обеспечивая возможности формирования изделия. Операция выполняется в воде или без воды, а поэтому после ее завершения, как и в первом случае, полученную смесь сушат.

Для улучшения формования порошков в них вводят пластификаторы (связки, смазки), улучшающие адгезию отдельных частиц. Введение пластификаторов дает возможность получать различные массы: для прессования – пресс - порошки, для литья - шликеры, а для формирования из пластичных масс - пластичные массы.

Основными способами формирования являются прессование, формование из пластичных масс, шликерное литье.

Отформованные изделия подвергают высокотемпературному спеканию, при котором получают соответствующий данному материалу (радио-, пьезокерамике, ферриту) комплекс определенных магнитных, электрических, механических свойств и физико-механических характеристик.

6. Получение гидроксида натрия. Гидроксид натрия может получаться в промышленности химическими и электрохимическими методами.