Azufre– elemento del 3er período y grupo VIA del sistema Periódico, número de serie 16, se refiere a calcógenos. La fórmula electrónica del átomo es [ 10 Ne] 3s 2 3p 4 , los estados de oxidación característicos son 0, -II, +IV y +VI, el estado S VI se considera estable.

Escala de oxidación de azufre:

La electronegatividad del azufre es de 2,60, se caracteriza por sus propiedades no metálicas. En los compuestos de hidrógeno y oxígeno, forma parte de varios aniones, forma ácidos que contienen oxígeno y sus sales, compuestos binarios.

En naturaleza - decimoquinto por abundancia química, el elemento (séptimo entre los no metales). Ocurre en forma libre (nativa) y enlazada. Un elemento vital para los organismos superiores.

Sera S. sustancia sencilla. Amarillo cristalino (α-rómbico y β-monoclínico,

a 95,5 °C) o amorfa (plástica). En los nodos de la red cristalina hay moléculas S 8 (ciclos no planos del tipo "corona"), el azufre amorfo consiste en cadenas S n. Sustancia de bajo punto de fusión, la viscosidad del líquido pasa por un máximo a 200 °C (rotura de moléculas S 8, entrelazamiento de cadenas S n). En un par: moléculas S 8, S 6, S 4, S 2. A 1500 °C aparece el azufre monoatómico (en las ecuaciones químicas, por simplicidad, cualquier azufre se representa como S).

El azufre no se disuelve en agua y en condiciones normales no reacciona con ella, es altamente soluble en disulfuro de carbono CS 2 .

El azufre, especialmente en polvo, tiene una alta actividad cuando se calienta. Reacciona como agente oxidante con metales y no metales:

pero como agente reductor– con flúor, oxígeno y ácidos (en ebullición):

El azufre sufre dismutación en soluciones alcalinas:

3S 0 + 6KOH (conc.) \u003d 2K 2 S -II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O

A alta temperatura (400 °C), el azufre desplaza al yodo del yoduro de hidrógeno:

S + 2HI (g) \u003d Yo 2 + H 2 S,

pero en disolución la reacción va en sentido contrario:

YO 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

Recibo: en industria fundido a partir de depósitos naturales de azufre nativo (con la ayuda de vapor), liberado durante la desulfuración de los productos de gasificación del carbón.

El azufre se utiliza para la síntesis de disulfuro de carbono, ácido sulfúrico, tintes de azufre (tina), para la vulcanización del caucho, como medio para proteger las plantas del mildiú polvoroso y para el tratamiento de enfermedades de la piel.

Sulfuro de hidrógeno H2S.Ácido anóxico. Gas incoloro de olor sofocante, más pesado que el aire. La molécula tiene la estructura de un tetraedro doblemente incompleto [::S(H) 2 ]

(hibridación sp 3, el ángulo de valet H - S - H está lejos de ser tetraédrico). Inestable cuando se calienta por encima de 400 °C. Ligeramente soluble en agua (2,6 l/1 l de H 2 O a 20 °C), solución decimolar saturada (0,1 M, "agua de sulfuro de hidrógeno"). Un ácido muy débil en solución, prácticamente no se disocia en la segunda etapa a iones S 2- (la concentración máxima de S 2- es 1 10 -13 mol / l). Cuando está en el aire, la solución se vuelve turbia (inhibidor - sacarosa). Se neutraliza con álcalis, no completamente, con hidrato de amoníaco. Fuerte agente reductor. Entra en reacciones de intercambio iónico. Un agente sulfurante que precipita sulfuros coloreados de una solución con muy poca solubilidad.

Reacciones cualitativas- precipitación de sulfuros, así como combustión incompleta de H 2 S con formación de una capa amarilla de azufre sobre un objeto frío introducido en la llama (espátula de porcelana). Un subproducto de la refinación de petróleo, gas natural y de horno de coque.

Se utiliza en la producción de azufre, compuestos inorgánicos y orgánicos que contienen azufre como reactivo analítico. Extremadamente venenoso. Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Recibo: en industria- síntesis directa:

H 2 + S = H 2 S(150-200°C)

o calentando azufre con parafina;

en laboratorios- desplazamiento de sulfuros por ácidos fuertes

FeS + 2НCl (conc.) = FeCl 2 + H 2 S

o hidrólisis completa de compuestos binarios:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3 H 2 S

Sulfuro de sodio Na 2 S. Sal anóxica. Blanco, muy higroscópico. Se funde sin descomposición, térmicamente estable. Disolveremos bien en el agua, se hidroliza en el anión, crea en la solución el ambiente fuerte alcalino. Cuando está en el aire, la solución se vuelve turbia (azufre coloidal) y se vuelve amarilla (color de polisulfuro). Restaurador típico. Adjunta azufre. Entra en reacciones de intercambio iónico.

Reacciones cualitativas en el ion S 2- - la precipitación de sulfuros metálicos de diferentes colores, de los cuales MnS, FeS, ZnS se descomponen en HCl (dif.).

Se utiliza en la producción de tintes de azufre y celulosa, para eliminar la línea del cabello de las pieles durante el curtido, como reactivo en química analítica.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Na 2 S + 2НCl (razb.) \u003d 2NaCl + H 2 S

Na 2 S + 3H 2 SO 4 (conc.) \u003d SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (hasta 50 ° C)

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

Na2S + H2S (sat.) = 2NaHS

Na 2 S (t) + 2O 2 \u003d Na 2 SO 4 (por encima de 400 ° C)

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

S 2- + M 2+ \u003d MnS (sólido) ↓; FeS (negro)↓; ZnS (blanco)↓

S 2- + 2Ag + = Ag 2 S (negro) ↓

S 2- + M 2+ \u003d CdS (amarillo) ↓; PbS, CuS, HgS (negro)↓

3S 2- + 2Bi 3+ \u003d Bi 2 S 3 (corto - negro) ↓

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

Recibo en industria- calcinación del mineral mirabilita Na 2 SO 4 10H 2 O en presencia de agentes reductores:

Na 2 SO 4 + 4H 2 \u003d Na 2 S + 4H 2 O (500 ° C, cat. Fe 2 O 3)

Na 2 SO 4 + 4C (coque) \u003d Na 2 S + 4CO (800–1000 ° C)

Na 2 SO 4 + 4CO \u003d Na 2 S + 4CO 2 (600–700 ° C)

Sulfuro de aluminio Al 2 S 3 . Sal anóxica. Blanco, el enlace Al-S es predominantemente covalente. Se funde sin descomposición bajo exceso de presión de N 2 , se sublima fácilmente. Se oxida en el aire al calentarse. Completamente hidrolizado por agua, no precipita fuera de la solución. Descompuesto por ácidos fuertes. Se utiliza como fuente sólida de sulfuro de hidrógeno puro. Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S (puro)

Al 2 S 3 + 6НCl (razb.) \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 S

Al 2 S 3 + 24HNO 3 (conc.) \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 ° C)

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

Recibo: interacción del aluminio con el azufre fundido en ausencia de oxígeno y humedad:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150-200°C)

Sulfuro de hierro (II) FeS. Sal anóxica. Negro grisáceo con un tinte verde, refractario, se descompone cuando se calienta en el vacío. Cuando está húmedo, es sensible al oxígeno atmosférico. Insoluble en agua. No precipita cuando las soluciones de sal de hierro (II) están saturadas con sulfuro de hidrógeno. Descompuesto por ácidos. Se utiliza como materia prima en la producción de hierro, fuente sólida de sulfuro de hidrógeno.

No se conoce (no se obtiene) un compuesto de hierro (III) con la composición Fe 2 S 3 .

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Recibo:

Fe+S= FeS(600°C)

Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S \u003d 9 FeS+ 3H 2 O (700‑1000 °C)

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

Disulfuro de hierro FeS 2 . conexión binaria. Tiene una estructura iónica de Fe 2+ (–S – S–) 2‑. Amarillo oscuro, térmicamente estable, se descompone al encenderse. Insoluble en agua, no reacciona con ácidos diluidos, álcalis. Se descompone por ácidos oxidantes, expuesto a tostado al aire. Se utiliza como materia prima en la producción de hierro, azufre y ácido sulfúrico, catalizador en síntesis orgánica. En la naturaleza - minerales minerales pirita y marcasita.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

FeS 2 = FeS + S (por encima de 1170 °C, vacío)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (conc., horizonte) \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14H 2 O

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

4FeS 2 + 11O 2 (aire) \u003d 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 ° C, cocción)

Hidrosulfuro de amonio NH 4 HS. Sal de ácido anóxico. Blanco, se funde bajo presión. Altamente volátil, térmicamente inestable. Se oxida en el aire. Disolveremos bien en el agua, se hidroliza por el catión y el anión (prevalece), crea el ambiente alcalino. La solución se vuelve amarilla en el aire. Se descompone con ácidos, en una solución saturada agrega azufre. No se neutraliza con álcalis, la sal media (NH 4) 2 S no existe en solución (para las condiciones de obtención de una sal media, véase el epígrafe “H 2 S”). Se utiliza como componente de fotorreveladores, como reactivo analítico (precipitador de sulfuro).

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (por encima de 20 °C)

NH 4 HS + HCl (dif.) \u003d NH 4 Cl + H 2 S

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

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

Recibo: saturación de una solución concentrada de NH 3 con sulfuro de hidrógeno:

NH 3 H 2 O (conc.) + H 2 S (g) = NH4HS+ H2O

En química analítica, una solución que contiene cantidades iguales de NH 4 HS y NH 3 H 2 O se considera convencionalmente una solución de (NH 4) 2 S y la fórmula de sal promedio se usa para escribir las ecuaciones de reacción, aunque el sulfuro de amonio se hidroliza completamente en agua a NH 4 HS y NH 3 H 2 O.

Dióxido de azufre. Sulfitos

Dióxido de azufre SO2.Óxido ácido. Un gas incoloro con un olor acre. La molécula tiene la estructura de un triángulo incompleto [: S(O) 2 ] (sp 2 -hibridación), contiene enlaces σ, π S=O. Fácil de licuar, térmicamente estable. Disolveremos bien en el agua (~40 l/1 l H 2 O a 20 °C). Forma un polihidrato con las propiedades de un ácido débil, productos de disociación - iones HSO 3 - y SO 3 2 - . Ion HSO 3 - tiene dos formas tautoméricas - simétrico(no ácido) con estructura tetraédrica (sp 3 -hibridación), que predomina en la mezcla, y asimétrico(ácido) con la estructura de un tetraedro inacabado [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 -hibridación). El ion SO 3 2 también es tetraédrico [: S(O) 3 ].

Reacciona con álcalis, hidrato de amoníaco. Agente reductor típico, agente oxidante débil.

reacción cualitativa– decoloración del “agua yodada” de color amarillo-marrón. Producto intermedio en la producción de sulfitos y ácido sulfúrico.

Se utiliza para blanquear lana, seda y paja, conservar y almacenar frutas, como desinfectante, antioxidante, refrigerante. Venenoso.

El compuesto de la composición H 2 SO 3 (ácido sulfuroso) no se conoce (no existe).

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Disolución en agua y propiedades ácidas:

Recibo: en la industria - la combustión de azufre en aire enriquecido con oxígeno y, en menor medida, la tostación de minerales sulfurados (SO 2 es gas asociado durante la tostación de pirita):

S + O 2 \u003d SO2(280-360°C)

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8 SO2(800 °C, cocción)

en el laboratorio - desplazamiento con ácido sulfúrico de sulfitos:

BaSO 3 (t) + H 2 SO 4 (conc.) \u003d BaSO 4 ↓ + SO 2 + H 2 O

Sulfito de sodio Na 2 SO 3. Oksosol. Blanco. Cuando se calienta al aire, se descompone sin fundirse; se derrite bajo una sobrepresión de argón. Cuando está húmedo y en solución, es sensible al oxígeno atmosférico. Disolveremos bien en el agua, se hidroliza en el anión. Descompuesto por ácidos. Restaurador típico.

reacción cualitativa en el ion SO 3 2- - la formación de un precipitado blanco de sulfito de bario, que se transfiere a una solución con ácidos fuertes (HCl, HNO 3).

Se utiliza como reactivo en química analítica, componente de soluciones fotográficas, neutralizador de cloro en el blanqueo de tejidos.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Recibo:

Na 2 CO 3 (conc.) + SO 2 = Na2SO3+CO2

Ácido sulfúrico. sulfatos

Ácido sulfúrico H 2 SO 4. Oxoácido. Líquido incoloro, muy viscoso (oleoso), muy higroscópico. La molécula tiene una estructura tetraédrica distorsionada (hibridación sp 3), contiene enlaces σ covalentes S-OH y enlaces σπ S=O. El ion SO 4 2 tiene una estructura tetraédrica regular. Tiene un amplio rango de temperatura del estado líquido (~300 grados). Cuando se calienta por encima de 296 °C, se descompone parcialmente. Se destila en forma de una mezcla azeotrópica con agua (fracción de masa de ácido 98,3%, punto de ebullición 296-340 ° C), con un calentamiento más fuerte se descompone por completo. Miscible indefinidamente con agua (fuerte exo-efecto). Ácido fuerte en solución, neutralizado por álcalis e hidrato de amoníaco. Convierte los metales en sulfatos (con un exceso de ácido concentrado se forman hidrosulfatos solubles en condiciones normales), pero los metales Be, Bi, Co, Fe, Mg y Nb se pasivan en ácido concentrado y no reaccionan con él. Reacciona con óxidos e hidróxidos básicos, descompone sales de ácidos débiles. Un agente oxidante débil en una solución diluida (debido a H I), uno fuerte en una solución concentrada (debido a S VI). Disuelve bien el SO 3 y reacciona con él (se forma un líquido aceitoso pesado - óleum, contiene H 2 S 2 O 7).

reacción cualitativa en el ion SO 4 2- - la precipitación de sulfato de bario blanco BaSO 4 (el precipitado no se transfiere a una solución con ácidos clorhídrico y nítrico, en contraste con el precipitado blanco de BaSO 3).

Se utiliza en la producción de sulfatos y otros compuestos de azufre, fertilizantes minerales, explosivos, colorantes y medicamentos, en síntesis orgánica, para la "apertura" (la primera etapa del procesamiento) de menas y minerales de importancia industrial, en la purificación de petróleo productos, en la electrólisis del agua, como electrolito para baterías de plomo. Venenoso, provoca quemaduras en la piel. Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Recibo en industria:

a) síntesis de SO 2 a partir de azufre, minerales de sulfuro, sulfuro de hidrógeno y minerales de sulfato:

S + O 2 (aire) = SO2(280-360°C)

4FeS 2 + 11O 2 (aire) = 8 SO2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C, cocción)

2H 2 S + 3O 2 (ej.) = 2 SO2+ 2Н 2 O (250–300 °C)

CaSO 4 + C (coque) \u003d CaO + SO2+ CO (1300–1500 °C)

b) conversión de SO 2 a SO 3 en un aparato de contacto:

c) síntesis de ácido sulfúrico concentrado y anhidro:

H 2 O (dif. H 2 SO 4) + SO 3 \u003d H2SO4(conc., anhidro)

(la absorción de SO 3 con agua pura para obtener H 2 SO 4 no se lleva a cabo debido al fuerte calentamiento de la mezcla y la descomposición inversa de H 2 SO 4, ver arriba);

d) síntesis oleum- mezclas de H 2 SO 4 anhidro , ácido disulfúrico H 2 S 2 O 7 y exceso de SO 3 . El SO 3 disuelto garantiza el oleum anhidro (al entrar agua se forma inmediatamente H 2 SO 4 ), lo que permite transportarlo con seguridad en depósitos de acero.

Sulfato de sodio Na 2 SO 4. Oksosol. Blanco, higroscópico. Se derrite y hierve sin descomposición. Forma un hidrato cristalino (mineral mirabilita), perder agua fácilmente; Nombre técnico Sal de Glauber. Disolveremos bien en el agua, no hidroliza. Reacciona con H 2 SO 4 (conc.), SO 3 . Se reduce con hidrógeno, coque cuando se calienta. Entra en reacciones de intercambio iónico.

Se utiliza en la producción de vidrio, celulosa y pinturas minerales, como medicamento. Contenido en la salmuera de los lagos salados, en particular en la Bahía Kara-Bogaz-Gol del Mar Caspio.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Hidrogenosulfato de potasio KHSO 4 . oxosal ácida. Blanco, higroscópico, pero no forma hidratos cristalinos. Cuando se calienta, se derrite y se descompone. Disolveremos bien en el agua, en la solución el anión se somete a la disociación, el medio de la solución es fuertemente ácido. Neutralizado con álcalis.

Se utiliza como componente de fundentes en metalurgia, parte integral de fertilizantes minerales.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

2KHSO 4 \u003d K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (hasta 240 ° C)

2KHSO 4 \u003d K 2 S 2 O 7 + H 2 O (320–340 ° C)

KHSO 4 (razb.) + KOH (conc.) \u003d K 2 SO 4 + H 2 O KHSO 4 + KCl \u003d K 2 SO 4 + HCl (450–700 ° C)

6KHSO 4 + M 2 O 3 \u003d 2KM (SO 4) 2 + 2K 2 SO 4 + 3H 2 O (350–500 ° C, M = Al, Cr)

Recibo: Tratamiento de sulfato de potasio con ácido sulfúrico concentrado (superior al 60%) en frío:

K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (conc.) \u003d 2 KH SO 4

Sulfato de calcio CaSO 4 . Oksosol. Blanco, altamente higroscópico, refractario, se descompone por calcinación. El CaSO 4 natural se presenta como un mineral muy común yeso CaSO 4 2H 2 O. A 130 °C, el yeso pierde parte del agua y pasa a yeso (yeso) quemado 2CaSO 4 H 2 O (nombre técnico alabastro). El yeso completamente deshidratado (200 °C) corresponde al mineral anhidrita CaSO4. Ligeramente soluble en agua (0,206 g/100 g H 2 O a 20 °C), la solubilidad disminuye cuando se calienta. Reacciona con H 2 SO 4 (conc.). Restaurado por coque durante la fusión. Define la mayor parte de la dureza "permanente" del agua dulce (ver 9.2 para más detalles).

Ecuaciones de las reacciones más importantes: 100–128 °C

Se utiliza como materia prima en la producción de SO 2 , H 2 SO 4 y (NH 4) 2 SO 4 , como fundente en metalurgia, relleno de papel. Un mortero aglomerante preparado a partir de yeso cocido "fragua" más rápido que una mezcla a base de Ca(OH) 2 . El endurecimiento lo proporciona la unión del agua, la formación de yeso en forma de masa de piedra. El yeso quemado se utiliza para la fabricación de moldes de yeso, formas y productos arquitectónicos y decorativos, losas y paneles de partición, pisos de piedra.

Sulfato de aluminio y potasio KAl(SO 4) 2 . Oxososol doble. Blanco, higroscópico. Se descompone al calentarlo fuerte. Forma un hidrato cristalino. alumbre de potasio. Disolveremos moderadamente en el agua, se hidroliza sobre el catión de aluminio. Reacciona con álcalis, hidrato de amoníaco.

Se utiliza como mordiente para teñir telas, agente curtiente de cuero, coagulante para la purificación de agua dulce, componente de composiciones de encolado de papel, agente hemostático externo en medicina y cosmetología. Se forma durante la cristalización conjunta de sulfatos de aluminio y potasio.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Sulfato de cromo (III) - potasio KCr (SO 4) 2. Oxososol doble. Rojo (hidrato púrpura oscuro, nombre técnico alumbre de cropotasio). Cuando se calienta, se descompone sin derretirse. Altamente soluble en agua (el color azul grisáceo de la solución corresponde al aquacomplex 3+), se hidroliza en el catión cromo (III). Reacciona con álcalis, hidrato de amoníaco. Agente oxidante y reductor débil. Entra en reacciones de intercambio iónico.

Reacciones cualitativas en el ion Cr 3+ - reducción a Cr 2+ u oxidación a CrO 4 amarillo 2-.

Se utiliza como curtiente del cuero, como mordiente para teñir tejidos, como reactivo en fotografía. Se forma durante la cristalización conjunta de cromo (III) y sulfatos de potasio. Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Sulfato de manganeso (II) MnSO 4 . Oksosol. Blanco, se derrite y se descompone cuando se enciende. MnSO 4 5H 2 O hidrato cristalino - rojo-rosado, nombre técnico vitriolo de manganeso. Disolveremos bien en el agua, el color rosa claro (casi incoloro) de la solución corresponde a aquacomplex 2+; hidrolizado en el catión. Reacciona con álcalis, hidrato de amoníaco. Agente reductor débil, reacciona con agentes oxidantes típicos (fuertes).

Reacciones cualitativas sobre el ion Mn 2+ - conmutación con el ion MnO 4 y la desaparición del color púrpura de este último, la oxidación de Mn 2+ a MnO 4 y la aparición de un color púrpura.

Se utiliza para la obtención de Mn, MnO 2 y otros compuestos de manganeso, como microfertilizante y reactivo analítico.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Recibo:

2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (conc.) = 2 MnSO4+ O2 + 2H2O (100 °C)

Sulfato de hierro (II) FeSO 4. Oksosol. Blanco (hidrato verde claro, nombre técnico piedra de tinta), higroscópico. Se descompone al calentar. Disolveremos bien en el agua, en un grado pequeño se hidroliza en el catión. Se oxida rápidamente en solución con oxígeno atmosférico (la solución se vuelve amarilla y se vuelve turbia). Reacciona con ácidos oxidantes, álcalis, hidrato de amoníaco. Restaurador típico.

Se utiliza como componente de pinturas minerales, electrolitos en galvanoplastia, conservante de madera, fungicida, medicamento contra la anemia. En el laboratorio, a menudo se toma en forma de sal doble Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( sal de mora) más resistente al aire.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Recibo:

Fe + H 2 SO 4 (dif.) \u003d FeSO4+H2

FeCO 3 + H 2 SO 4 (razb.) \u003d FeSO4+ CO2 + H2O

7.4. No metales del grupo VA

Nitrógeno. Amoníaco

Nitrógeno- elemento del 2º período y grupo VA del sistema Periódico, número de serie 7. La fórmula electrónica del átomo es [ 2 He] 2s 2 2p 3, estados de oxidación característicos 0, -III, +III y +V, menos a menudo +II, +IV y otros; el estado Nv se considera relativamente estable.

Escala de oxidación de nitrógeno:

El nitrógeno tiene una alta electronegatividad (3,07), la tercera después de F y O. Exhibe propiedades típicas no metálicas (ácidas). Forma varios ácidos, sales y compuestos binarios que contienen oxígeno, así como el catión amonio NH 4 + y sus sales.

En naturaleza - decimoséptimo por elemento de abundancia química (noveno entre los no metales). Un elemento vital para todos los organismos.

Nitrógeno N 2 . sustancia sencilla. Consiste en moléculas no polares con un enlace σππ N ≡ N muy estable, lo que explica la inercia química del nitrógeno en condiciones normales. Un gas incoloro, insípido e inodoro que se condensa en un líquido incoloro (a diferencia del O2).

El componente principal del aire: 78,09% en volumen, 75,52% en masa. El nitrógeno hierve del aire líquido antes que el oxígeno O 2 . Ligeramente soluble en agua (15,4 ml/1 l H 2 O a 20 °C), la solubilidad del nitrógeno es menor que la del oxígeno.

A temperatura ambiente, el N 2 reacciona solo con litio (en una atmósfera húmeda), formando nitruro de litio Li 3 N, los nitruros de otros elementos se sintetizan con un fuerte calentamiento:

N 2 + 3 Mg \u003d Mg 3 N 2 (800 ° C)

En una descarga eléctrica, el N 2 reacciona con el flúor y, en muy pequeña medida, con el oxígeno:

La reacción reversible de obtención de amoníaco transcurre a 500 °C, bajo presión hasta 350 atm, y siempre en presencia de un catalizador (Fe/F 2 O 3/FeO, en laboratorio Pt):

De acuerdo con el principio de Le Chatelier, debería ocurrir un aumento en el rendimiento de amoníaco con un aumento en la presión y una disminución en la temperatura. Sin embargo, la velocidad de reacción a bajas temperaturas es muy baja, por lo que el proceso se lleva a cabo a 450-500 °C, alcanzando un rendimiento de amoníaco del 15%. El N 2 y el H 2 que no han reaccionado regresan al reactor y, por lo tanto, aumentan la extensión de la reacción.

El nitrógeno es químicamente pasivo con respecto a los ácidos y álcalis, no favorece la combustión.

Recibo en industria- destilación fraccionada de aire líquido o eliminación química de oxígeno del aire, por ejemplo, mediante la reacción 2C (coque) + O 2 \u003d 2CO cuando se calienta. En estos casos se obtiene nitrógeno, que también contiene impurezas de gases nobles (principalmente argón).

EN laboratorios Se pueden obtener pequeñas cantidades de nitrógeno químicamente puro mediante una reacción de conmutación con calentamiento moderado:

N -III H 4 N III O 2 (t) \u003d N 2 0 + 2H 2 O (60–70 ° C)

NH 4 Cl (p) + KNO 2 (p) \u003d N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100 ° C)

Se utiliza para la síntesis de amoníaco, ácido nítrico y otros productos que contienen nitrógeno, como medio inerte para procesos químicos y metalúrgicos y almacenamiento de sustancias inflamables.

Amoníaco NH 3 . Compuesto binario, el estado de oxidación del nitrógeno es - III. Un gas incoloro con un olor acre característico. La molécula tiene la estructura de un tetraedro incompleto [: N(H) 3)] (sp 3 -hibridación). La presencia de nitrógeno en la molécula NH 3 de un par de electrones donantes en el orbital híbrido sp 3 provoca una reacción de adición característica de un catión hidrógeno, con la formación de un catión amonio NH4+. Se licúa bajo presión positiva a temperatura ambiente. En estado líquido, está asociado por puentes de hidrógeno. Térmicamente inestable. Disolveremos bien en el agua (más de 700 l/1 l H 2 O a 20°C); la proporción en la solución saturada es = 34% en masa y = 99% en volumen, pH = 11,8.

Muy reactivo, propenso a reacciones de adición. Se disuelve en oxígeno, reacciona con ácidos. Muestra propiedades reductoras (debido a N-III) y oxidantes (debido a H I). Se seca solo con óxido de calcio.

Reacciones cualitativas- la formación de "humo" blanco al contacto con HCl gaseoso, ennegrecimiento de una hoja de papel humedecida con una solución de Hg 2 (NO 3) 2.

Producto intermedio en la síntesis de HNO 3 y sales amónicas. Se utiliza en la producción de gaseosas, fertilizantes nitrogenados, colorantes, explosivos; El amoníaco líquido es un refrigerante. Venenoso.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Recibo: en laboratorios- desplazamiento de amoníaco de las sales de amonio cuando se calienta con cal sodada (NaOH + CaO):

o hervir una solución acuosa de amoníaco seguido de secar el gas.

EN industria el amoníaco se sintetiza a partir de nitrógeno (ver) con hidrógeno. Producido por la industria ya sea en forma licuada o en forma de solución acuosa concentrada bajo el nombre técnico agua amoniacal

Hidrato de amoníaco NH 3 H 2 O. Conexión intermolecular. Blanco, en la red cristalina: moléculas NH 3 y H 2 O, unidas por un enlace de hidrógeno débil H 3 N ... HOH. Presente en una solución acuosa de amoníaco, una base débil (productos de disociación - catión NH 4 - y anión OH -). El catión amonio tiene una estructura tetraédrica regular (hibridación sp 3). Térmicamente inestable, se descompone completamente cuando se hierve la solución. Neutralizado por ácidos fuertes. Presenta propiedades reductoras (debido a N III) en una solución concentrada. Entra en reacciones de intercambio iónico y formación de complejos.

reacción cualitativa- la formación de "humo" blanco al entrar en contacto con HCl gaseoso.

Se utiliza para crear un ambiente ligeramente alcalino en solución, durante la precipitación de hidróxidos anfóteros.

Una solución de amoníaco 1M contiene principalmente hidrato de NH 3 H 2 O y sólo 0,4% de iones NH 4 + y OH - (debido a la disociación del hidrato); así, el "hidróxido de amonio NH 4 OH" iónico prácticamente no está contenido en la solución, tampoco existe tal compuesto en el hidrato sólido. Ecuaciones de las reacciones más importantes:

NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (hirviendo con NaOH)

NH 3 H 2 O + HCl (dif.) \u003d NH 4 Cl + H 2 O

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

8 (NH 3 H 2 O) (conc.) + 3Br 2 (p) \u003d N 2 + 6NH 4 Br + 8H 2 O (40–50 ° C)

2(NH 3 H 2 O) (conc.) + 2KMnO 4 \u003d N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH

4(NH 3 H 2 O) (conc.) + Ag2O = 2OH + 3H2O

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

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

Una solución diluida de amoníaco (3-10%) a menudo se llama amoníaco(el nombre fue inventado por alquimistas), y una solución concentrada (18.5–25%) - agua de amoníaco(producido por la industria).

Información similar.

El óxido de azufre (dióxido de azufre, dióxido de azufre, dióxido de azufre) es un gas incoloro que, en condiciones normales, tiene un olor fuerte característico (similar al olor de una cerilla encendida). Se licúa bajo presión a temperatura ambiente. El dióxido de azufre es soluble en agua, formando ácido sulfúrico inestable. Además, esta sustancia es soluble en ácido sulfúrico y etanol. Este es uno de los principales componentes que forman los gases volcánicos.

1. El dióxido de azufre se disuelve en agua para formar ácido sulfuroso. En condiciones normales, esta reacción es reversible.

SO2 (dióxido de azufre) + H2O (agua) = H2SO3 (ácido sulfuroso).

2. Con los álcalis, el dióxido de azufre forma sulfitos. Por ejemplo: 2NaOH (hidróxido de sodio) + SO2 (dióxido de azufre) = Na2SO3 (sulfito de sodio) + H2O (agua).

3. La actividad química del dióxido de azufre es bastante alta. Las propiedades reductoras más pronunciadas del dióxido de azufre. En tales reacciones, aumenta el estado de oxidación del azufre. Por ejemplo: 1) SO2 (dióxido de azufre) + Br2 (bromo) + 2H2O (agua) = H2SO4 (ácido sulfúrico) + 2HBr (bromuro de hidrógeno); 2) 2SO2 (dióxido de azufre) + O2 (oxígeno) = 2SO3 (sulfito); 3) 5SO2 (dióxido de azufre) + 2KMnO4 (permanganato de potasio) + 2H2O (agua) = 2H2SO4 (ácido sulfúrico) + 2MnSO4 (sulfato de manganeso) + K2SO4 (sulfato de potasio).

La última reacción es un ejemplo de una reacción cualitativa a SO2 y SO3. Se produce una decoloración violeta).

4. En presencia de agentes reductores fuertes, el dióxido de azufre puede exhibir propiedades oxidantes. Por ejemplo, para extraer azufre de los gases residuales en la industria metalúrgica se utiliza la reducción de dióxido de azufre con monóxido de carbono (CO): SO2 (dióxido de azufre) + 2CO (monóxido de carbono) = 2CO2 + S (azufre).

Además, las propiedades oxidantes de esta sustancia se aprovechan para obtener ácido fosfórico: PH3 (fosfina) + SO2 (gas sulfuroso) = H3PO2 (ácido fosforoso) + S (azufre).

¿Dónde se usa el dióxido de azufre?

El dióxido de azufre se utiliza principalmente para producir ácido sulfúrico. También se utiliza en la producción de bebidas de bajo contenido alcohólico (vino y otras bebidas de la categoría de precio medio). Debido a la propiedad de este gas de matar diversos microorganismos, se fumigan con él almacenes y verdulerías. Además, el óxido de azufre se usa para blanquear lana, seda, paja (aquellos materiales que no se pueden blanquear con cloro). En los laboratorios, el anhídrido sulfuroso se utiliza como disolvente y para obtener diversas sales de ácido sulfuroso.

Impacto fisiológico

El dióxido de azufre tiene fuertes propiedades tóxicas. Los síntomas de intoxicación son tos, secreción nasal, voz ronca, un sabor peculiar en la boca, dolor de garganta intenso. La inhalación de dióxido de azufre en altas concentraciones causa dificultad para tragar y asfixia, trastornos del habla, náuseas y vómitos, y puede desarrollarse un edema pulmonar agudo.

MAC para gas amargo:
- en interiores - 10 mg/m³;
- promedio diario máximo-una sola vez en el aire atmosférico - 0,05 mg/m³.

La sensibilidad al dióxido de azufre varía entre individuos, plantas y animales. Por ejemplo, entre los árboles, el roble y el abedul son los más resistentes y el abeto y el pino son los menos resistentes.

DEFINICIÓN

sulfuro de hidrógeno Es un gas incoloro con un olor característico a proteína podrida.

Es un poco más pesado que el aire, se licua a -60,3 o C y se solidifica a -85,6 o C. En el aire, el sulfuro de hidrógeno arde con una llama azulada, formando dióxido de azufre y agua:

2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

Si algún objeto frío, como una taza de porcelana, se introduce en la llama de sulfuro de hidrógeno, la temperatura de la llama desciende significativamente y el sulfuro de hidrógeno se oxida solo para liberar azufre, que se deposita en la taza en forma de una capa amarilla:

2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2S.

El sulfuro de hidrógeno es altamente inflamable; su mezcla con el aire explota. El sulfuro de hidrógeno es muy tóxico. La inhalación prolongada de aire que contiene este gas, incluso en pequeñas cantidades, provoca una intoxicación grave.

A 20°C, un volumen de agua disuelve 2,5 volúmenes de sulfuro de hidrógeno. Una solución de sulfuro de hidrógeno en agua se llama agua de sulfuro de hidrógeno. Cuando está parado en el aire, especialmente a la luz, el agua de sulfuro de hidrógeno pronto se vuelve turbia por el azufre liberado. Esto ocurre como resultado de la oxidación del sulfuro de hidrógeno por el oxígeno atmosférico.

Obtención de sulfuro de hidrógeno

A altas temperaturas, el azufre reacciona con el hidrógeno para formar gas de sulfuro de hidrógeno.

En la práctica, el sulfuro de hidrógeno se suele obtener por la acción de ácidos diluidos sobre los metales sulfurosos, por ejemplo, sobre el sulfuro de hierro:

FeS + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 S.

Se puede obtener sulfuro de hidrógeno más puro por hidrólisis de CaS, BaS o A1 2 S 3 . El gas más puro se obtiene por reacción directa de hidrógeno y azufre a 600°C.

Propiedades químicas del sulfuro de hidrógeno.

Una solución de sulfuro de hidrógeno en agua tiene las propiedades de un ácido. El sulfuro de hidrógeno es un ácido dibásico débil. Se disocia en pasos y principalmente en el primer paso:

H 2 S↔H + + HS - (K 1 \u003d 6 × 10 -8).

Disociación en la segunda etapa

SA - ↔H + + S 2- (K 2 \u003d 10 -14)

procede en muy pequeña medida.

El sulfuro de hidrógeno es un fuerte agente reductor. Bajo la acción de fuertes agentes oxidantes, se oxida a dióxido de azufre o ácido sulfúrico; la profundidad de oxidación depende de las condiciones: temperatura, pH de la solución, concentración del agente oxidante. Por ejemplo, la reacción con el cloro suele dar lugar a la formación de ácido sulfúrico:

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 8HCl.

Las sales medianas de sulfuro de hidrógeno se llaman sulfuros.

El uso de sulfuro de hidrógeno.

El uso de sulfuro de hidrógeno es bastante limitado, lo que se debe principalmente a su alta toxicidad. Ha encontrado aplicación en la práctica de laboratorio como precipitante de metales pesados. El sulfuro de hidrógeno sirve como materia prima para la producción de ácido sulfúrico, azufre elemental y sulfuros.

Ejemplos de resolución de problemas

EJEMPLO 1

EJEMPLO 2

- (sulfuro de hidrógeno) H2S, gas incoloro con olor a huevo podrido; tfundir 85,54 .С, thervir 60,35 .С; a 0 .C se licua bajo una presión de 1 MPa. Agente reductor. Subproducto de la refinación de petróleo, coque de carbón, etc.; formado por descomposición... Gran diccionario enciclopédico

sulfuro de hidrógeno- (H2S), gas venenoso incoloro con olor a huevos podridos. Formado durante los procesos de descomposición, que se encuentra en el petróleo crudo. Obtenido por la acción del ácido sulfúrico sobre los sulfuros metálicos. Utilizado en el ANÁLISIS CUALITATIVO tradicional. Propiedades: temperatura ... ... Diccionario enciclopédico científico y técnico.

sulfuro de hidrógeno- Sulfuro de hidrógeno, sulfuro de hidrógeno, pl. No, esposo. (quim.). Un gas formado durante la descomposición de las sustancias proteicas, que emite el olor de los huevos podridos. Diccionario explicativo de Ushakov. D.N. Ushakov. 1935 1940 ... Diccionario explicativo de Ushakov

sulfuro de hidrógeno- Sulfuro de hidrógeno, ah, esposo. Un gas incoloro con un olor acre y desagradable resultante de la descomposición de las proteínas. | adj. sulfuro de hidrógeno, oh, oh. Diccionario explicativo de Ozhegov. SI. Ozhegov, N. Yu. Shvedova. 1949 1992 ... Diccionario explicativo de Ozhegov

sulfuro de hidrógeno- n., número de sinónimos: 1 gas (55) Diccionario de sinónimos ASIS. VN Trishin. 2013... Diccionario de sinónimos

sulfuro de hidrógeno- gas venenoso incoloro H2S con un olor específico desagradable. Posee propiedades ligeramente ácidas. 1 litro C. a t 0°C y una presión de 760 mm es de 1.539 g.Se encuentra en aceites, en aguas naturales, en gases de origen bioquímico, como... ... Enciclopedia geológica

sulfuro de hidrógeno- Sulfuro de hidrógeno, H2S (peso molecular 34,07), gas incoloro con olor característico a huevo podrido. Un litro de gas en condiciones normales (0°, 760 mm) pesa 1,5392 g Temperatura, ebullición 62°, fusión 83°; S. es parte de las secreciones gaseosas ... ... Gran enciclopedia médica

sulfuro de hidrógeno- — Temas de biotecnología ES sulfuro de hidrógeno … Manual del traductor técnico

sulfuro de hidrógeno- SULFURO DE HIDRÓGENO, a, m Un gas incoloro con un fuerte olor desagradable, formado durante la descomposición de sustancias proteicas y que es una combinación de azufre con hidrógeno. El sulfuro de hidrógeno se encuentra en algunas aguas minerales y lodos terapéuticos y se utiliza... ... Diccionario explicativo de sustantivos rusos

Libros

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El ácido sulfúrico es uno de los principales productos de gran tonelaje de la industria química. Se utiliza en diversos sectores de la economía nacional, ya que posee un conjunto de propiedades especiales que facilitan su uso tecnológico. El ácido sulfúrico no fuma, no tiene color, olor y está en estado líquido a temperaturas ordinarias. En forma concentrada, no corroe los metales ferrosos. Al mismo tiempo, el ácido sulfúrico es uno de los ácidos minerales fuertes, forma numerosas sales estables y es económico. El ácido sulfúrico anhidro (monohidrato) H2SO4 es un líquido aceitoso pesado que se mezcla con agua en todas las proporciones con la liberación de una gran cantidad de calor.

Procesar materias primas: pirita de azufre, azufre elemental, sulfuro de hidrógeno, sulfuros metálicos como pirita de cobre CuFeS 2 , cobre brillo CuS 2 , sulfatos:yeso CaSO 4 2H 2 O, anhidrita CaSO 4 , mirabilita Na 2 ASI QUE 4 10H 2 O etc.

La producción de azufre gaseoso a partir del ácido sulfhídrico extraído durante la depuración de gases combustibles y de proceso se basa en el proceso de oxidación parcial sobre un catalizador sólido. Se producen las siguientes reacciones:

H 2 S + 1.5O 2 \u003d SO 2 + H 2 O;

2H 2 S + SO 2 \u003d 2H 2 O + 1.5S 2.

Se pueden obtener cantidades significativas de azufre a partir de subproductos de la producción de metales no ferrosos como el cobre:

2FeS 2 \u003d 2FeS + S 2;

SO 2 + C \u003d S + CO 2;

CS 2 + SO 2 \u003d 1.5S 2 + CO 2;

2COS + SO 2 \u003d 1.5S 2 + 2CO 2

Obtención de anhídrido sulfuroso por quema de azufre, sulfuro de hidrógeno y otro tipo de materias primas

Quemar 1 mol de azufre consume 1 mol de oxígeno. En este caso se obtiene 1 mol de anhídrido sulfuroso:

S (gas) + O2 (gas) \u003d S02 (gas) -j - 362,4 kJ (86,5 kcal).

Por lo tanto, cuando se quema azufre en aire que contiene un 21 % de oxígeno, es posible (teóricamente) obtener un 21 % de dióxido de azufre. El rendimiento de dióxido de azufre es mayor aquí que en la combustión de piritas y blenda de zinc. Al quemar azufre en la producción de ácido sulfúrico, se obtiene la proporción más favorable de SO2 y oxígeno. Si se quema azufre con un ligero exceso de aire, se puede obtener dióxido de azufre con un alto contenido de SO2. Sin embargo, en este caso, la temperatura se eleva hasta 1300°C, lo que conduce a la destrucción del revestimiento del horno; esto limita la producción de gas con una alta concentración de SO2 a partir de azufre.

El sulfuro de hidrógeno se quema para formar SO2 y H20:

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

El vapor de agua resultante ingresa al aparato de contacto con la mezcla de gases y de ella para su absorción.

En términos de diseño tecnológico, la producción de ácido sulfúrico a partir de pirita de hierro es el proceso más complejo y consta de varias etapas sucesivas.

Un diagrama esquemático de esta producción se muestra en la figura.

1 – producción de gas de torrefacción: 1 – torrefacción de pirita, 2 – enfriamiento de gas en una caldera de calor residual, 3 – limpieza general de gases, 4 – limpieza especial de gases; 11 - contacto: 5 - calentamiento de gas en el intercambiador de calor, 6 - contacto; 111 - absorción: 7 - absorción de óxido de azufre (6) y formación de ácido sulfúrico.

El dióxido de azufre S02 es un gas incoloro, 2,3 veces más pesado que el aire, con un olor acre. Cuando se disuelve en agua, se forma un ácido sulfuroso débil e inestable SO2 + H2O \u003d H2SO3.

2. Carbón. Conseguir coca.

coquización de carbón

Una parte significativa de los carbones se somete a procesamiento químico a alta temperatura (pirogenético). El propósito de dicho procesamiento es la producción de valiosos productos secundarios que luego se utilizan como combustible y productos intermedios para la síntesis orgánica. Por propósito y condiciones, los procesos de procesamiento pirogenético de carbones se dividen en tres tipos: pirólisis, gasificación, hidrogenación.

pirólisis o destilación seca es un proceso de calentamiento de combustibles sólidos sin acceso de aire con el fin de obtener productos gaseosos, líquidos y sólidos para diversos fines. Existir pirólisis a alta temperatura (procesión de coca) y pirólisis a baja temperatura (semicocido).

semi-carbonización llevado a cabo a 500-580 o C para obtener combustibles líquidos y gaseosos artificiales. Los productos de la semicoquización son materias primas para síntesis orgánica, resina (fuente de combustibles para motores), disolventes, monómeros y semicoque utilizados como combustible local y aditivo a la carga de coquización.

Procesos hidrogenación y gasificación se utilizan para obtener productos líquidos a partir del carbón, utilizados como combustible para motores y gases combustibles.

coquización de carbón llevado a cabo a una temperatura de 900 - 1200 ° C con el fin de obtener coque, gases combustibles y materias primas para la industria química.

Las empresas que llevan a cabo la coquización del carbón se denominan empresas químicas de coque. Hay plantas de coque separadas con un ciclo completo de producción de coque, ubicadas separadamente de las empresas metalúrgicas, y coquerías como parte de las plantas metalúrgicas.

El diagrama de bloques de la producción de coque se muestra en la figura.

Carbón

preparación de carbón

carga de carbón

Coca

Procesión de coca

HidrógenoOKG

Coca-Cola PKG al almacén

Enfriamiento y separación

Sáb KUS

overclocking

overclocking

Arenas individuales Facciones KUS

Neutralización

para procesar

Ácido sulfúrico

Sulfato de amonio

Fig. Esquema estructural de la producción de coque.

El diagrama muestra: OKG - gas de horno de coque inverso; PCG - gas de horno de coque directo; KUS - alquitrán de hulla; SB - benceno crudo.

De acuerdo con la naturaleza física y química, la coquización es un proceso endotérmico complejo de dos fases en el que se producen transformaciones termofísicas de las materias primas coquizadas y reacciones secundarias con la participación de semiproductos orgánicos de la primera etapa de la coquización. La coquización del carbón se lleva a cabo en hornos de coque por lotes, en los que el calor se transfiere a la carga de carbón coquizado a través de la pared del reactor.

3. Obtención de ácido clorhídrico. Ácido clorhídrico(clorhídrico, clorhídrico, cloruro de hidrógeno) - HCl, una solución de cloruro de hidrógeno en agua; ácido monobásico fuerte. Incoloro (el ácido clorhídrico técnico es amarillento debido a las impurezas de Fe, Cl 2, etc.), "fumante" en el aire, líquido cáustico. La concentración máxima a 20 °C es del 38 % en peso, la densidad de dicha solución es de 1,19 g/cm³. Masa molar 36,46 g/mol. Las sales de ácido clorhídrico se llaman cloruros. Considere los principales usos del ácido:

Metalurgia. Ácido clorhídrico técnico Se utiliza para limpiar metales durante el estañado y la soldadura. También ácido clorhídrico utilizado en la producción de manganeso, hierro y otras sustancias.

Electrotipia. En esta dirección ácido clorhídrico técnico actúa como medio activo durante el grabado y el decapado.

Industria de alimentos. Todo tipo de reguladores de acidez, por ejemplo, E507, tienen un ácido en su composición. Sí, y el agua de soda (seltzer) es difícil de imaginar sin una sustancia como ácido clorhídrico.

La medicina. En esta área, por supuesto, no se utiliza ácido clorhídrico técnico, y análogos purificados, sin embargo, todavía tiene lugar un fenómeno similar. En particular, estamos hablando de agregar una sustancia al jugo gástrico en caso de acidez insuficiente.

En la columna de absorción adiabática se obtiene ácido clorhídrico en concentración reducida, pero libre de impurezas orgánicas. El ácido con una mayor concentración de HCl se produce en una columna de absorción isotérmica a temperatura reducida. El grado de extracción de HCI de los gases residuales cuando se utilizan ácidos diluidos como absorbentes es del 90-95%. Cuando se usa agua pura como absorbente, la recuperación es casi completa.

4. Síntesis directa de ácido nítrico concentrado.

La síntesis directa de HNO 3 se basa en la interacción de los óxidos de nitrógeno líquido con agua y oxígeno gaseoso bajo presión de hasta 5 MPa según la ecuación

2N 2 O 4 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3

El dióxido de nitrógeno al 100% a presión atmosférica y una temperatura de 21,5 ° C se convierte completamente en estado líquido. Durante la oxidación del amoníaco, el NO resultante se oxida a NO 2 , cuyo contenido en la mezcla de gases es de alrededor del 11 %. No es posible convertir el dióxido de nitrógeno de tal concentración en un estado líquido a presión atmosférica, por lo tanto, se utiliza una mayor presión para licuar los óxidos de nitrógeno.

Concentración de ácido nítrico con agentes de eliminación de agua. Es imposible obtener ácido nítrico concentrado por destilación de ácido diluido. Durante la ebullición y la destilación del ácido nítrico diluido, solo se puede evaporar hasta un contenido de 68,4% HNO 3 (mezcla azeotrópica), después de lo cual la composición de la mezcla destilada no cambiará.

En la industria, la destilación de soluciones acuosas diluidas de ácido nítrico se realiza en presencia de sustancias hidrofugantes (ácido sulfúrico concentrado, ácido fosfórico, soluciones concentradas de nitratos, etc.). El uso de sustancias que eliminan el agua permite reducir el contenido de vapor de agua por encima de la mezcla en ebullición y aumentar el contenido de vapor de ácido nítrico, cuya condensación produce un 98 % de HNO 3 .

Esquema tecnológico de concentración de ácido nítrico utilizando ácido sulfúrico:

Figura - Esquema de concentración de ácido nítrico diluido en presencia de ácido sulfúrico:

1, 4 - tanques de presión para ácido nítrico y sulfúrico; 2 - luces de control; 3 – evaporador de ácido nítrico diluido; 5 - una caja para regular el suministro de ácido, 6 - una columna de concentración, 7 - un condensador de refrigeración; 8 - refrigerador de ácido circulante en la torre; 9 - ventilador: 10 - torre de absorción; 11 - colección; 12 - bomba; 13 - refrigerador para ácido nítrico concentrado, 14 - refrigerador para ácido sulfúrico gastado

El ácido nítrico diluido del tanque de presión 1 se alimenta a la columna 6 a través de dos medidores de flujo 2 conectados en paralelo. Una corriente de ácido va al evaporador. 3 y se alimenta como una mezcla de líquido y vapor al décimo plato de la columna 6, el otro flujo sin calentar entra en la placa suprayacente.

El ácido sulfúrico del tanque de presión 4 a través del regulador 5 se alimenta a la parte superior de la columna 6 por encima de la entrada de la corriente fría de ácido nítrico. El vapor vivo se introduce en la parte inferior de la columna, cuando se calienta, el ácido nítrico comienza a evaporarse de la mezcla ternaria.

Los vapores de ácido nítrico a una temperatura de 70–85 °C ascienden, salen por un accesorio en la cabeza de la columna y entran en el refrigerador-condensador 7. Estos vapores contienen impurezas de óxidos de nitrógeno y agua.

En el refrigerador-condensador, los vapores de ácido nítrico a una temperatura de aproximadamente 30 ° C se condensan para formar 98–99% HNO 3, mientras que los óxidos de nitrógeno son parcialmente absorbidos por este ácido. El ácido nítrico concentrado que contiene óxidos de nitrógeno se envía a las dos placas superiores y pasa a través de ellas secuencialmente, y los óxidos son expulsados ​​de la solución por los vapores de ácido nítrico que ingresan al condensador 7. Los vapores de ácido nítrico no condensados ​​y los óxidos de nitrógeno liberados se envían para su absorción a torre 10, irrigada con agua. El ácido resultante al 50% ingresa a la colección 11 y nuevamente se envía a la concentración. El ácido nítrico concentrado después del enfriamiento se envía al almacén de productos terminados.

El ácido sulfúrico gastado que contiene 65–85% H 2 SO 4 se envía para su concentración. Cuando se concentra ácido nítrico usando ácido sulfúrico al 92-93%, el consumo de este último se reduce significativamente cuando se suministra 59-60% HNO 3 para la concentración en lugar de 48-50%. Por tanto, en algunos casos es ventajoso preconcentrar del 50% al 60% de HNO3 por simple evaporación.

Una gran desventaja de concentrar ácido nítrico con ácido sulfúrico es el alto contenido de vapores de H 2 SO 4 y niebla en los gases de escape después de los precipitadores electrostáticos (0,3–0,8 g/m 3 de gas). Por lo tanto, el ácido sulfúrico se reemplaza, por ejemplo, con nitrato de magnesio o zinc.

5. Obtención de cerámica.

Cerámica: un extenso grupo de materiales dieléctricos en composición, unidos por un ciclo tecnológico común. Actualmente, la palabra cerámica se entiende no solo como la que contiene arcilla, sino también otros materiales inorgánicos con propiedades similares, en la fabricación de productos a partir de los cuales se requiere cocción a alta temperatura. Materiales de origen. Para la fabricación de productos cerámicos, se utilizan diversos materiales naturales y artificiales.

Materiales artificiales y naturales: óxidos, sales difieren en el contenido cuantitativo y cualitativo de impurezas de óxidos extraños y, de acuerdo con esto, se indican convencionalmente con letras: Ch (puro), ChDA (puro para análisis), HCh (químicamente puro) , etc. Distinguir también las materias primas originales según parámetros físicos y químicos (tamaño y forma de las partículas, superficie específica, actividad, etc.).

La materia prima para la producción de radio y piezocerámicas es una gran cantidad de diferentes sales y óxidos: caolines, arcillas, feldespatos, materiales que contienen silicio, talcos, materiales plásticos naturales; materiales artificiales no plásticos producidos por la industria: alúmina técnica y corindón, dióxido de circonio y titanio, óxido de berilio, carbonatos de bario y estroncio.

Las arcillas y los caolines se componen principalmente de hidroaluminosilicatos (Al 2 O 3 *2SiO 2 *H 2 O) e impurezas de sales de hierro, óxidos y sales alcalinos y alcalinotérreos. De los feldespatos, los feldespatos de potasio y sodio (K 2 O * Al 2 O 3 * 6 SiO 2; Na 2 O * Al 2 O 3 * 6 SiO 2) son los más adecuados para la producción de cerámica. La base de los materiales que contienen silicio y el cuarzo es el dióxido de silicio (SiO 2), que puede contener varios aditivos (óxidos de hierro, arcillas, feldespatos, etc.) La composición de los talcos es diversa: de 3MgO * 4SiO 2 * H2O a 4MgO * 5SiO 2 * H2O, impurezas en ellos Fe 2 O 3, Al 2 O 3, CaO, Na 2 O, Cr 2 O, etc. Las impurezas más indeseables en todos los materiales plásticos naturales son las sales de hierro.

Estos materiales plásticos naturales se utilizan para mejorar las propiedades plásticas de las masas prensadas para moldear productos y como aditivos formadores de vidrio en radiocerámicas. Los talcos son la base de tipos de radiocerámicas como la esteatita y la forsterita.

Alúmina técnica y corindón obtenido por procesamiento químico de materias primas naturales: el mineral bauxita y calcinándolo a 1100–1200 0 C. Dióxido de circonio (Zr 2 O 2), titanio (TiO 2), estaño (SnO 2), óxidos de berilio (B 2 O) , el estroncio (SrO), el zinc (ZnO), el plomo (PbO), el magnesio (MgO) se obtienen al exponer la materia prima a través de un complejo de interacciones químicas y térmicas.

Obtención de cerámica. Por estructura, la cerámica es un sistema complejo que consta de tres fases principales: cristalina, vítrea y gaseosa. La fase cristalina (básica) es un compuesto químico o solución sólida, determina las propiedades características del material cerámico; la fase vítrea se encuentra en el material cerámico en forma de interláminas entre el componente cristalino o micropartículas aisladas y actúa como aglomerante; la fase gaseosa son los gases contenidos en los poros de la cerámica. Los poros degradan las propiedades de la cerámica, especialmente a alta humedad.

Las propiedades de la cerámica dependen de la composición de la mezcla (proporción química y porcentual de sustancias), modo de procesamiento.

La cerámica se puede realizar en monococción o bicocción. Esto tiene sus ventajas y desventajas.

En la producción de cerámica son habituales los siguientes métodos tecnológicos para la fabricación de piezocerámicas, basados ​​en:

1) mezcla mecánica de los materiales de partida en forma de polvos de óxidos y sales metálicas, correspondientes a la composición química del material que se está produciendo;

2) descomposición térmica de sales metálicas;

3) precipitación conjunta de carbonatos, sales de los metales correspondientes o sus hidratos.

Los materiales de partida para la fabricación de radio - piezocerámicas y ferritas son óxidos y sales metálicas. Las principales etapas del proceso tecnológico son las siguientes.

El conjunto de sustancias iniciales está determinado por las propiedades magnéticas y eléctricas dadas de los productos, la forma geométrica y las dimensiones.

El análisis de los óxidos y sales iniciales se realiza para determinar sus características fisicoquímicas, el tipo y cantidad de impurezas, el tamaño y forma de las partículas, actividad, es decir, la capacidad de reaccionar con otros componentes de la mezcla, etc.

El cálculo de la masa y la proporción de los componentes iniciales se realiza en función de la fórmula química del material. Y luego, de acuerdo con el cálculo, se pesan los componentes iniciales.

La molienda o disolución y mezcla se realiza para obtener una mezcla que sea homogénea en composición química y tamaño de partícula. Estas operaciones se realizan con líquido (agua) o sin agua, i. realizar rectificado húmedo (deslizamiento) o seco. La molienda húmeda termina con el secado.

La operación de formación de briquetas (granulación) es necesaria para obtener una forma más compacta de la mezcla resultante (carga) y una reacción más completa durante la siguiente operación. Aquí se obtienen briquetas, tabletas o gránulos.

Se realizan cocciones preliminares de la mezcla para procesos de difusión parcial o total entre óxidos para convertirlos en un material cerámico (síntesis cerámica) y reducir la contracción durante la cocción final.

La molienda y mezcla secundaria de briquetas, tabletas o gránulos se lleva a cabo para obtener productos con propiedades uniformes, procesos de difusión completos y brindar la posibilidad de formación de productos. La operación se realiza en agua o sin agua, y por tanto, una vez finalizada, como en el primer caso, se seca la mezcla resultante.

Para mejorar la formación de polvos, se les introducen plastificantes (aglutinantes, lubricantes), que mejoran la adherencia de las partículas individuales. La introducción de plastificantes permite obtener varias masas: para prensar - polvos de prensa, para fundir - barbotinas y para formar a partir de masas plásticas - masas plásticas.

Los principales métodos de formación son el prensado, el moldeado a partir de masas plásticas, la colada en barbotina.

Los productos moldeados se someten a una sinterización a alta temperatura, durante la cual se obtiene un complejo de ciertas propiedades magnéticas, eléctricas, mecánicas y características físico-mecánicas correspondientes a un material dado (radio-, piezocerámica, ferrita).

6. Obtención de hidróxido de sodio. El hidróxido de sodio se puede producir industrialmente por métodos químicos y electroquímicos.