Sumpor– element 3. razdoblja i VIA‑grupa periodnog sustava, serijski broj 16, odnosi se na halkogeni. Elektronska formula atoma je [ 10 Ne] 3s 2 3p 4 , karakteristična oksidacijska stanja su 0, -II, +IV i +VI, stanje S VI se smatra stabilnim.

Skala oksidacije sumpora:

Elektronegativnost sumpora je 2,60, karakteriziraju ga nemetalna svojstva. U spojevima vodika i kisika, dio je raznih aniona, tvori kiseline koje sadrže kisik i njihove soli, binarne spojeve.

U prirodi - petnaesti po kemijskom obilju, element (sedmi među nemetalima). Javlja se u slobodnom (nativnom) i vezanom obliku. Vitalni element za više organizme.

Sera S. Jednostavna tvar. Žuta kristalna (α‑rombična i β‑monoklina,

na 95,5 °C) ili amorfne (plastične). Na čvorovima kristalne rešetke nalaze se molekule S 8 (neplanarni ciklusi tipa "kruna"), amorfni sumpor se sastoji od S n lanaca. Tvar niskog taljenja, viskoznost tekućine prolazi kroz maksimum na 200 °C (pucanje molekula S 8, ispreplitanje S n lanaca). U paru - molekule S 8, S 6, S 4, S 2. Na 1500 °C pojavljuje se jednoatomni sumpor (u kemijskim jednadžbama, radi jednostavnosti, svaki sumpor je predstavljen kao S).

Sumpor se ne otapa u vodi i u normalnim uvjetima ne reagira s njim, vrlo je topiv u ugljičnom disulfidu CS 2 .

Sumpor, posebno u prahu, ima visoku aktivnost kada se zagrijava. Reagira kao oksidant s metalima i nemetalima:

ali kao redukcijsko sredstvo– s fluorom, kisikom i kiselinama (pri ključanju):

Sumpor se dismutira u alkalnim otopinama:

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

Na visokoj temperaturi (400 °C), sumpor istiskuje jod iz jodida vodika:

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

ali u otopini reakcija ide u suprotnom smjeru:

I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

Priznanica: u industrija otopljen iz prirodnih naslaga prirodnog sumpora (uz pomoć pare), koji se oslobađa tijekom odsumporavanja proizvoda rasplinjavanja ugljena.

Sumpor se koristi za sintezu ugljičnog disulfida, sumporne kiseline, sumpornih (kadskih) bojila, za vulkanizaciju kaučuka, kao sredstvo za zaštitu biljaka od pepelnice i za liječenje kožnih bolesti.

Sumporovodik H 2 S. Anoksična kiselina. Bezbojni plin zagušljivog mirisa, teži od zraka. Molekula ima strukturu dvostruko nepotpunog tetraedra [::S(H) 2 ]

(sp 3 -hibridizacija, valetni kut H - S - H je daleko od tetraedarskog). Nestabilan pri zagrijavanju iznad 400 °C. Slabo topiv u vodi (2,6 l / 1 l H 2 O na 20 °C), zasićenoj decimolarnoj otopini (0,1 M, "vodonik sulfidna voda"). Vrlo slaba kiselina u otopini, praktički ne disocira u drugom stupnju na S 2- ione (maksimalna koncentracija S 2- je 1 10 -13 mol/l). Stajanjem na zraku otopina postaje mutna (inhibitor - saharoza). Neutralizira se lužinama, ne potpuno - amonijačnim hidratom. Snažno redukcijsko sredstvo. Ulazi u reakcije ionske izmjene. Sredstvo za sulfidiranje koje precipitira obojene sulfide iz otopine s vrlo malom topljivošću.

Kvalitativne reakcije- taloženje sulfida, kao i nepotpuno izgaranje H 2 S s stvaranjem žute prevlake sumpora na hladnom predmetu unesenom u plamen (porculanska lopatica). Nusproizvod rafinacije nafte, prirodnog i koksnog plina.

Koristi se u proizvodnji sumpora, anorganskih i organskih spojeva koji sadrže sumpor kao analitički reagens. Izuzetno otrovan. Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Priznanica: u industrija- izravna sinteza:

H2 + S = H 2 S(150-200°C)

ili zagrijavanjem sumpora s parafinom;

u laboratorije- istiskivanje iz sulfida jakim kiselinama

FeS + 2NCl (konc.) = FeCl 2 + H 2 S

ili potpuna hidroliza binarnih spojeva:

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

Natrijev sulfid Na 2 S. Anoksična sol. Bijela, vrlo higroskopna. Topi se bez raspadanja, termički postojano. Dobro se otopi u vodi, hidrolizira se na anionu, stvara jako alkalnu sredinu u otopini. Stajanjem na zraku otopina postaje mutna (koloidni sumpor) i žuti (polisulfidna boja). Tipičan restaurator. Pričvršćuje sumpor. Ulazi u reakcije ionske izmjene.

Kvalitativne reakcije na ionu S 2- - taloženje različito obojenih metalnih sulfida, od kojih se MnS, FeS, ZnS razlažu u HCl (dif.).

Koristi se u proizvodnji sumpornih boja i celuloze, za uklanjanje dlake kože tijekom štavljenja, kao reagens u analitičkoj kemiji.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

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

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

Na2S + H2S (zas.) = 2NaHS

Na 2 S (t) + 2O 2 \u003d Na 2 SO 4 (iznad 400 ° C)

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

S 2- + M 2+ \u003d MnS (čvrsto) ↓; FeS (crni)↓; ZnS (bijeli)↓

S 2- + 2Ag + = Ag 2 S (crni) ↓

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

3S 2- + 2Bi 3+ \u003d Bi 2 S 3 (kratko - crno) ↓

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

Priznanica u industrija- kalcinacija minerala mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O u prisutnosti redukcijskih sredstava:

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

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

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

Aluminij sulfid Al 2 S 3 . Anoksična sol. Bijela, Al–S veza je pretežno kovalentna. Topi se bez raspadanja pod suvišnim pritiskom N 2 , lako sublimira. Pri zagrijavanju oksidira u zraku. Potpuno hidroliziran vodom, ne taloži se iz otopine. Razgrađuju jake kiseline. Koristi se kao čvrsti izvor čistog sumporovodika. Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

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

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

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

Priznanica: interakcija aluminija s rastaljenim sumporom u odsutnosti kisika i vlage:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150-200°C)

Željezo(II) sulfid FeS. Anoksična sol. Crno-siva sa zelenom nijansom, vatrostalna, raspada se kada se zagrijava u vakuumu. Kada je mokar, osjetljiv je na atmosferski kisik. Netopljiv u vodi. Ne taloži se kada su otopine soli željeza(II) zasićene sumporovodikom. Razgrađuju kiseline. Koristi se kao sirovina u proizvodnji željeza, čvrstog izvora sumporovodika.

Spoj željeza(III) sastava Fe 2 S 3 nije poznat (nije dobiven).

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Priznanica:

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 (npr.) = FeS↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S

Željezni disulfid FeS 2 . binarna veza. Ima ionsku strukturu Fe 2+ (–S – S–) 2‑. Tamno žuta, termički stabilna, raspada se pri paljenju. Netopljiv u vodi, ne reagira s razrijeđenim kiselinama, lužinama. Razgrađuje se oksidirajućim kiselinama, izložen je prženju na zraku. Koristi se kao sirovina u proizvodnji željeza, sumpora i sumporne kiseline, katalizatora u organskoj sintezi. U prirodi - rudni minerali pirit i markazit.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

FeS 2 = FeS + S (iznad 1170 °C, vakuum)

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

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

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

Amonijev hidrosulfid NH 4 HS. Sol anoksične kiseline. Bijela, topi se pod pritiskom. Vrlo hlapljiv, termički nestabilan. Oksidira na zraku. Dobro se otopi u vodi, hidrolizira se na kation i anion (prevladava), stvara alkalni okoliš. Otopina postaje žuta na zraku. S kiselinama se razgrađuje, u zasićenoj otopini dodaje sumpor. Ne neutralizira se lužinama, prosječna sol (NH 4) 2 S ne postoji u otopini (za uvjete dobivanja prosječne soli vidi naslov “H 2 S”). Koristi se kao komponenta fotorazvijača, kao analitički reagens (taložnik sulfida).

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (iznad 20 °C)

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

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

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

Priznanica: zasićenje koncentrirane otopine NH 3 sumporovodikom:

NH3H2O ​​(konc.) + H2S (g) = NH4HS+ H 2 O

U analitičkoj kemiji, otopina koja sadrži jednake količine NH 4 HS i NH 3 H 2 O se konvencionalno smatra otopinom (NH 4) 2 S, a formula prosječne soli koristi se za pisanje jednadžbi reakcije, iako je amonijev sulfid potpuno hidroliziran u vode u NH 4 HS i NH 3 H 2 O.

Sumporov dioksid. Sulfiti

Sumporov dioksid SO 2 . Kiseli oksid. Bezbojni plin oštrog mirisa. Molekula ima strukturu nepotpunog trokuta [: S(O) 2 ] (sp 2 -hibridizacija), sadrži σ, π-veze S=O. Lako se ukapljuje, termički stabilan. Dobro otopimo u vodi (~40 l/1 l H 2 O na 20 °C). Tvori polihidrat sa svojstvima slabe kiseline, produkti disocijacije - ioni HSO 3 - i SO 3 2 - . Ion HSO 3 - ima dva tautomerna oblika - simetrično(nekiseli) s tetraedarskom strukturom (sp 3-hibridizacija), koja prevladava u smjesi, i asimetrična(kiseli) sa strukturom nedovršenog tetraedra [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 ‑hibridizacija). Ion SO 3 2 je također tetraedarski [: S(O) 3 ].

Reagira s lužinama, amonijak hidratom. Tipično redukcijsko sredstvo, slabo oksidacijsko sredstvo.

Kvalitativna reakcija– promjena boje žuto-smeđe “jodne vode”. Međuproizvod u proizvodnji sulfita i sumporne kiseline.

Koristi se za izbjeljivanje vune, svile i slame, konzerviranje i čuvanje voća, kao dezinficijens, antioksidans, rashladno sredstvo. Otrovno.

Spoj sastava H 2 SO 3 (sumporna kiselina) nije poznat (ne postoji).

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Otapanje u vodi i kisela svojstva:

Priznanica: u industriji - izgaranje sumpora u zraku obogaćenom kisikom i, u manjoj mjeri, prženje sulfidnih ruda (SO 2 je prateći plin tijekom prženja pirita):

S + O 2 \u003d SO2(280-360°C)

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

u laboratoriju - istiskivanje sumpornom kiselinom iz sulfita:

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

Natrijev sulfit Na 2 SO 3. Oksosol. Bijeli. Kada se zagrijava na zraku, razgrađuje se bez taljenja, topi se pod suvišnim pritiskom argona. Kada je mokar i u otopini, osjetljiv je na atmosferski kisik. Dobro se otopi u vodi, hidrolizira se na anionu. Razložena kiselinama. Tipičan restaurator.

Kvalitativna reakcija na SO 3 2- ion - stvaranje bijelog taloga barijevog sulfita, koji se prenosi u otopinu s jakim kiselinama (HCl, HNO 3).

Koristi se kao reagens u analitičkoj kemiji, komponenta fotografskih otopina, neutralizator klora u izbjeljivanju tkanina.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Priznanica:

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

Sumporne kiseline. sulfati

Sumporna kiselina H 2 SO 4. oksokiselina. Bezbojna tekućina, vrlo viskozna (uljana), vrlo higroskopna. Molekula ima iskrivljenu-tetraedarsku strukturu (sp 3 hibridizacija), sadrži kovalentne σ-veze S-OH i σπ-veze S=O. Ion SO 4 2 ima pravilnu tetraedarsku strukturu. Ima širok temperaturni raspon tekućeg stanja (~300 stupnjeva). Kada se zagrije iznad 296 °C, djelomično se raspada. Destilira se u obliku azeotropne smjese s vodom (maseni udio kiseline 98,3%, vrelište 296-340 ° C), potpuno se raspada kada se jače zagrijava. Može se neograničeno miješati s vodom (jako egzo-posljedica). Jaka kiselina u otopini, neutralizirana lužinama i amonijak hidratom. Pretvara metale u sulfate (uz višak koncentrirane kiseline u normalnim uvjetima nastaju topljivi hidrosulfati), ali metali Be, Bi, Co, Fe, Mg i Nb pasiviziraju se u koncentriranoj kiselini i ne reagiraju s njom. Reagira s bazičnim oksidima i hidroksidima, razgrađuje soli slabih kiselina. Slab oksidant u razrijeđenoj otopini (zbog H I), jak u koncentriranoj otopini (zbog S VI). Dobro otapa SO 3 i reagira s njim (nastaje teška uljasta tekućina - oleum, sadrži H 2 S 2 O 7).

Kvalitativna reakcija na SO 4 2- ion - taloženje bijelog barijevog sulfata BaSO 4 (talog se ne prenosi u otopinu s klorovodičnom i dušičnom kiselinom, za razliku od bijelog taloga BaSO 3).

Koristi se u proizvodnji sulfata i drugih sumpornih spojeva, mineralnih gnojiva, eksploziva, bojila i lijekova, u organskoj sintezi, za "otvaranje" (prva faza prerade) industrijski važnih ruda i minerala, u pročišćavanju nafte. proizvodi, u elektrolizi vode, kao elektrolit za olovne baterije. Otrovno, uzrokuje opekline kože. Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Priznanica u industrija:

a) sinteza SO 2 iz sumpornih, sulfidnih ruda, sumporovodikovih i sulfatnih ruda:

S + O 2 (zrak) = SO2(280-360°C)

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

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

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

b) pretvaranje SO 2 u SO 3 u kontaktnom aparatu:

c) sinteza koncentrirane i bezvodne sumporne kiseline:

H 2 O (razl. H 2 SO 4) + SO 3 \u003d H2SO4(konc., bezvodno)

(apsorpcija SO 3 čistom vodom za dobivanje H 2 SO 4 ne provodi se zbog jakog zagrijavanja smjese i obrnutog razlaganja H 2 SO 4, vidi gore);

d) sinteza oleum- smjese bezvodnog H 2 SO 4 , disumporne kiseline H 2 S 2 O 7 i viška SO 3 . Otopljeni SO 3 jamči bezvodni oleum (kada voda uđe, odmah nastaje H 2 SO 4), što omogućuje siguran transport u čeličnim spremnicima.

Natrijev sulfat Na2SO4. Oksosol. Bijela, higroskopna. Topi se i vrije bez raspadanja. Formira kristalni hidrat (miner mirabilit), lako gubi vodu; tehnički naziv Glauberova sol. Dobro otopimo u vodi, nije hidrolizirana. Reagira s H2SO4 (konc.), SO3. Zagrijavanjem se reducira vodikom, koksom. Ulazi u reakcije ionske izmjene.

Koristi se u proizvodnji stakla, celuloznih i mineralnih boja, kao lijek. Sadrži u salamuri slanih jezera, posebno u zaljevu Kara-Bogaz-Gol Kaspijskog mora.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Kalijev hidrogensulfat KHSO 4 . Kisela oksosol. Bijela, higroskopna, ali ne stvara kristalne hidrate. Zagrijavanjem se topi i raspada. Dobro otopimo u vodi, u otopini je anion izložen disocijaciji, medij otopine je jako kisel. Neutralizirano alkalijama.

Koristi se kao sastavni dio tokova u metalurgiji, sastavni dio mineralnih gnojiva.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

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

KHSO 4 (razb.) + KOH (konc.) \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)

Priznanica: Obrada kalijevog sulfata koncentriranom (više od 60%) sumpornom kiselinom na hladnom:

K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (konc.) \u003d 2 KHSO 4

Kalcijev sulfat CaSO 4 . Oksosol. Bijela, vrlo higroskopna, vatrostalna, raspada se kalcinacijom. Prirodni CaSO 4 javlja se kao vrlo čest mineral gips CaSO 4 2H 2 O. Na 130 °C gips gubi dio vode i prelazi u spaljeni (gips) gips 2CaSO 4 H 2 O (tehnički naziv alabaster). Potpuno dehidrirani (200 °C) gips odgovara mineralu anhidrit CaSO4. Slabo topiv u vodi (0,206 g / 100 g H 2 O na 20 °C), topljivost se smanjuje zagrijavanjem. Reagira s H2SO4 (konc.). Obnavlja se koksom tijekom fuzije. Definira većinu "trajne" tvrdoće slatke vode (pogledajte 9.2 za detalje).

Jednadžbe najvažnijih reakcija: 100–128 °C

Koristi se kao sirovina u proizvodnji SO 2 , H 2 SO 4 i (NH 4) 2 SO 4 , kao fluks u metalurgiji, punilo za papir. Vezivna žbuka pripremljena od spaljenog gipsa brže se „stvrdne“ od smjese na bazi Ca(OH) 2 . Stvrdnjavanje se osigurava vezivanjem vode, stvaranjem gipsa u obliku kamene mase. Izgorjeli gips koristi se za izradu gipsanih odljeva, arhitektonskih i dekorativnih oblika i proizvoda, pregradnih ploča i panela, kamenih podova.

Aluminij-kalijev sulfat KAl(SO 4) 2 . Dvostruki oksosol. Bijela, higroskopna. Razgrađuje se pri jakom zagrijavanju. Formira kristalni hidrat kalijev alum. Umjereno otopimo u vodi, hidrolizira se na kationu aluminija. Reagira s lužinama, amonijak hidratom.

Koristi se kao jedkalo za bojenje tkanina, sredstvo za štavljenje kože, koagulant za pročišćavanje slatke vode, komponenta sastava za veličanje papira, vanjsko hemostatsko sredstvo u medicini i kozmetologiji. Nastaje tijekom zajedničke kristalizacije aluminijevih i kalijevih sulfata.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Krom (III) sulfat - kalij KCr (SO 4) 2. Dvostruki oksosol. Crvena (tamno ljubičasti hidrat, tehnički naziv krokalij alum). Zagrijavanjem se raspada bez topljenja. Lako je topiv u vodi (sivo-plava boja otopine odgovara 3+ akvakompleksu), hidrolizira na kationu kroma(III). Reagira s lužinama, amonijak hidratom. Slabo oksidacijsko i redukcijsko sredstvo. Ulazi u reakcije ionske izmjene.

Kvalitativne reakcije na ion Cr 3+ - redukcija u Cr 2+ ili oksidacija u žuti CrO 4 2-.

Koristi se kao sredstvo za štavljenje kože, kao jedkalo za bojenje tkanina, kao reagens u fotografiji. Nastaje pri zajedničkoj kristalizaciji krom(III) i kalijevog sulfata. Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Mangan (II) sulfat MnSO 4 . Oksosol. Bijela, topi se i raspada kada se zapali. MnSO 4 5H 2 O kristalni hidrat - crveno-ružičasta, tehnički naziv manganov vitriol. Dobro otopimo u vodi, svijetloružičasta (gotovo bezbojna) boja otopine odgovara aquacomplexu 2+; hidroliziran na kationu. Reagira s lužinama, amonijak hidratom. Slabo redukcijsko sredstvo, reagira s tipičnim (jakim) oksidantima.

Kvalitativne reakcije na ion Mn 2+ - komutacija s ionom MnO 4 i nestanak ljubičaste boje potonjeg, oksidacija Mn 2+ u MnO 4 i pojava ljubičaste boje.

Koristi se za dobivanje Mn, MnO 2 i drugih spojeva mangana, kao mikrognojivo i analitički reagens.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Priznanica:

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

Željezni sulfat (II) FeSO 4. Oksosol. Bijela (hidrat svijetlozelena, tehnički naziv tintni kamen), higroskopna. Razgrađuje se zagrijavanjem. Dobro otopimo u vodi, u maloj mjeri se hidrolizira na kationu. Brzo oksidira u otopini s atmosferskim kisikom (otopina postaje žuta i postaje mutna). Reagira s oksidirajućim kiselinama, lužinama, amonijak hidratom. Tipičan restaurator.

Koristi se kao sastavni dio mineralnih boja, elektrolita u galvanizaciji, sredstva za zaštitu drva, fungicida, lijeka protiv anemije. U laboratoriju se često uzima u obliku dvostruke soli Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( Mora sol) otporniji na zrak.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Priznanica:

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

FeCO 3 + H 2 SO 4 (razb.) \u003d FeSO4+ CO 2 + H 2 O

7.4. Nemetali VA‑skupine

Dušik. Amonijak

Dušik- element 2. perioda i VA-skupine periodnog sustava, serijski broj 7. Elektronska formula atoma je [ 2 He] 2s 2 2p 3, karakteristična oksidacijska stanja 0, -III, +III i +V, manje često +II, +IV i drugi; stanje N v smatra se relativno stabilnim.

Skala oksidacije dušika:

Dušik ima visoku elektronegativnost (3,07), treću nakon F i O. Pokazuje tipična nemetalna (kisela) svojstva. Tvori različite kiseline, soli i binarne spojeve koje sadrže kisik, kao i amonijev NH 4 + kation i njegove soli.

U prirodi - sedamnaesti po kemijskom obilju elementa (deveti među nemetalima). Važan element za sve organizme.

Dušik N 2 . Jednostavna tvar. Sastoji se od nepolarnih molekula s vrlo stabilnom σππ vezom N ≡ N, što objašnjava kemijsku inertnost dušika u normalnim uvjetima. Plin bez boje, okusa i mirisa koji se kondenzira u bezbojnu tekućinu (za razliku od O2).

Glavna komponenta zraka: 78,09% po volumenu, 75,52% po masi. Dušik ključa iz tekućeg zraka prije kisika O 2 . Slabo topiv u vodi (15,4 ml / 1 l H 2 O na 20 ° C), topljivost dušika je manja od one kisika.

Na sobnoj temperaturi N 2 reagira samo s litijem (u vlažnoj atmosferi), tvoreći litijev nitrid Li 3 N, a nitridi drugih elemenata sintetiziraju se jakim zagrijavanjem:

N 2 + 3Mg \u003d Mg 3 N 2 (800 ° C)

U električnom pražnjenju N 2 reagira s fluorom i, u vrlo maloj mjeri, s kisikom:

Reverzibilna reakcija dobivanja amonijaka odvija se na 500 °C, pod tlakom do 350 atm, i uvijek u prisutnosti katalizatora (Fe / F 2 O 3 / FeO, u laboratoriju Pt):

U skladu s Le Chatelierovim principom, povećanje prinosa amonijaka trebalo bi se dogoditi s povećanjem tlaka i smanjenjem temperature. Međutim, brzina reakcije na niskim temperaturama je vrlo niska, pa se proces provodi na 450-500 °C, čime se postiže 15% prinos amonijaka. Nereagirani N 2 i H 2 vraćaju se u reaktor i time povećavaju opseg reakcije.

Dušik je kemijski pasivan u odnosu na kiseline i lužine, ne podržava izgaranje.

Priznanica u industrija- frakcijska destilacija tekućeg zraka ili kemijsko uklanjanje kisika iz zraka, na primjer, reakcijom 2C (koks) + O 2 \u003d 2CO kada se zagrijava. U tim se slučajevima dobiva dušik koji također sadrži nečistoće plemenitih plinova (uglavnom argona).

NA laboratorije male količine kemijski čistog dušika mogu se dobiti reakcijom prebacivanja s umjerenim zagrijavanjem:

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)

Koristi se za sintezu amonijaka, dušične kiseline i drugih proizvoda koji sadrže dušik, kao inertni medij za kemijske i metalurške procese i skladištenje zapaljivih tvari.

Amonijak NH 3 . Binarni spoj, oksidacijsko stanje dušika je - III. Bezbojni plin oštrog karakterističnog mirisa. Molekula ima strukturu nepotpunog tetraedra [: N(H) 3)] (sp 3 ‑hibridizacija). Prisutnost dušika u molekuli NH 3 donorskog para elektrona u sp 3 hibridnoj orbitali uzrokuje karakterističnu reakciju adicije vodikovog kationa, s stvaranjem kationa amonijak NH4+. Ukapljuje se pod pozitivnim tlakom na sobnoj temperaturi. U tekućem stanju povezuje ga vodikove veze. Toplinski nestabilan. Dobro otopimo u vodi (više od 700 l/1 l H 2 O na 20 °C); udio u zasićenoj otopini je = 34% po masi i = 99% po volumenu, pH = 11,8.

Vrlo reaktivan, sklon reakcijama adicije. Otapa se u kisiku, reagira s kiselinama. Pokazuje redukujuća (zbog N-III) i oksidirajuća (zbog H I) svojstva. Suši se samo s kalcijevim oksidom.

Kvalitativne reakcije- stvaranje bijelog "dima" pri kontaktu s plinovitom HCl, pocrnjenje komada papira navlaženog otopinom Hg 2 (NO 3) 2.

Intermedijarni proizvod u sintezi HNO 3 i amonijevih soli. Koristi se u proizvodnji sode, dušičnih gnojiva, bojila, eksploziva; tekući amonijak je rashladno sredstvo. Otrovno.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Priznanica: u laboratorije- istiskivanje amonijaka iz amonijevih soli kada se zagrijava s natrijevim vapnom (NaOH + CaO):

ili kuhanje vodene otopine amonijaka nakon čega slijedi sušenje plina.

NA industrija amonijak se sintetizira iz dušika (vidi) s vodikom. Industrijska proizvodnja u tekućem obliku ili u obliku koncentrirane vodene otopine pod tehničkim nazivom amonijačna voda.

Amonijak hidrat NH 3 H 2 O. Intermolekularna veza. Bijela, u kristalnoj rešetki - molekule NH 3 i H 2 O, vezane slabom vodikovom vezom H 3 N ... HOH. Prisutan u vodenoj otopini amonijaka, slaba baza (produkti disocijacije - kation NH 4 - i anion OH -). Amonijev kation ima pravilnu tetraedarsku strukturu (sp 3 hibridizacija). Termički nestabilan, potpuno se raspada kada se otopina prokuha. Neutralizirano jakim kiselinama. Pokazuje redukcijska svojstva (zbog N III) u koncentriranoj otopini. Ulazi u reakcije ionske izmjene i stvaranja kompleksa.

Kvalitativna reakcija- stvaranje bijelog "dima" pri kontaktu s plinovitom HCl.

Koristi se za stvaranje blago alkalne sredine u otopini, tijekom taloženja amfoternih hidroksida.

1M otopina amonijaka sadrži uglavnom NH 3 H 2 O hidrat i samo 0,4 % NH 4 + i OH - iona (zbog disocijacije hidrata); dakle, ionski "amonijev hidroksid NH 4 OH" praktički nije sadržan u otopini, takvog spoja nema ni u čvrstom hidratu. Jednadžbe najvažnijih reakcija:

NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (kipi s NaOH)

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

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

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

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

4(NH3H20) (konc.) + Ag 2 O = 2OH + 3H20

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

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

Često se naziva razrijeđena otopina amonijaka (3-10%) amonijak(ime su izmislili alkemičari), a koncentrirana otopina (18,5-25%) - amonijačna voda(proizvodi industrija).

Slične informacije.

Sumporov oksid (sumpor-dioksid, sumpor-dioksid, sumpor-dioksid) je bezbojni plin koji u normalnim uvjetima ima oštar karakterističan miris (slično mirisu upaljene šibice). Ukapljuje se pod pritiskom na sobnoj temperaturi. Sumporov dioksid je topiv u vodi, stvarajući nestabilnu sumpornu kiselinu. Također, ova tvar je topiva u sumpornoj kiselini i etanolu. Ovo je jedna od glavnih komponenti koje čine vulkanske plinove.

1. Sumporni dioksid se otapa u vodi da nastane sumporna kiselina. U normalnim uvjetima, ova reakcija je reverzibilna.

SO2 (sumpor-dioksid) + H2O (voda) = H2SO3 (sumporna kiselina).

2. S lužinama sumpor dioksid stvara sulfite. Na primjer: 2NaOH (natrijev hidroksid) + SO2 (sumpor-dioksid) = Na2SO3 (natrijev sulfit) + H2O (voda).

3. Kemijska aktivnost sumporovog dioksida je prilično visoka. Najizraženija redukcijska svojstva sumpor-dioksida. U takvim reakcijama povećava se oksidacijsko stanje sumpora. Na primjer: 1) SO2 (sumpor-dioksid) + Br2 (brom) + 2H2O (voda) = H2SO4 (sumporna kiselina) + 2HBr (bromovodik); 2) 2SO2 (sumpor-dioksid) + O2 (kisik) = 2SO3 (sulfit); 3) 5SO2 (sumpor dioksid) + 2KMnO4 (kalijev permanganat) + 2H2O (voda) = 2H2SO4 (sumporna kiselina) + 2MnSO4 (mangan sulfat) + K2SO4 (kalijev sulfat).

Posljednja reakcija je primjer kvalitativne reakcije na SO2 i SO3. javlja se ljubičasta promjena boje).

4. U prisutnosti jakih redukcijskih sredstava, sumpor dioksid može pokazati oksidirajuća svojstva. Primjerice, za izdvajanje sumpora iz otpadnih plinova u metalurškoj industriji koristi se redukcija sumpor-dioksida ugljičnim monoksidom (CO): SO2 (sumpor-dioksid) + 2CO (ugljični monoksid) = 2CO2 + S (sumpor).

Također, oksidirajuća svojstva ove tvari koriste se za dobivanje fosforne kiseline: PH3 (fosfin) + SO2 (sumporni plin) = H3PO2 (fosforna kiselina) + S (sumpor).

Gdje se koristi sumpor dioksid?

Sumpor dioksid se uglavnom koristi za proizvodnju sumporne kiseline. Također se koristi u proizvodnji niskoalkoholnih pića (vino i druga pića srednje cjenovne kategorije). Zbog svojstva ovog plina da ubija razne mikroorganizme, njime se fumigiraju skladišta i spremišta povrća. Osim toga, sumporni oksid se koristi za izbjeljivanje vune, svile, slame (oni materijali koji se ne mogu izbijeliti klorom). U laboratorijima se sumpor dioksid koristi kao otapalo i za dobivanje raznih soli sumporne kiseline.

Fiziološki utjecaj

Sumporov dioksid ima jaka toksična svojstva. Simptomi trovanja su kašalj, curenje iz nosa, promuklost glasa, osebujan okus u ustima, jaka grlobolja. Udisanje sumporovog dioksida u visokim koncentracijama uzrokuje poteškoće pri gutanju i gušenju, poremećaj govora, mučninu i povraćanje, a može se razviti i akutni plućni edem.

MAC za kiseli plin:
- u zatvorenom prostoru - 10 mg/m³;
- prosječni dnevni maksimum jednokratno u atmosferskom zraku - 0,05 mg/m³.

Osjetljivost na sumpor dioksid varira među pojedincima, biljkama i životinjama. Na primjer, među drvećem, hrast i breza su najotporniji, a smreka i bor najmanje otporni.

DEFINICIJA

sumporovodik To je bezbojni plin s karakterističnim mirisom truležih proteina.

Nešto je teži od zraka, ukapljuje se na -60,3 o C i skrutne na -85,6 o C. Na zraku sumporovodik gori plavkastim plamenom, stvarajući sumporov dioksid i vodu:

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

Ako se u plamen sumporovodika unese neki hladni predmet, poput porculanske šalice, temperatura plamena značajno pada i sumporovodik se oksidira samo u slobodni sumpor, koji se taloži na šalici u obliku žute prevlake:

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

Sumporovodik je vrlo zapaljiv; njegova mješavina sa zrakom eksplodira. Sumporovodik je vrlo otrovan. Dugotrajno udisanje zraka koji sadrži ovaj plin, čak i u malim količinama, uzrokuje teško trovanje.

Na 20°C, jedan volumen vode otapa 2,5 volumena sumporovodika. Otopina sumporovodika u vodi naziva se sumporovodikova voda. Kada stoji na zraku, osobito na svjetlu, sumporovodikova voda ubrzo postaje mutna od sumpora koji se oslobađa. To se događa kao rezultat oksidacije sumporovodika atmosferskim kisikom.

Dobivanje sumporovodika

Pri visokim temperaturama sumpor reagira s vodikom da nastane plinovit sumporovodik.

U praksi se sumporovodik obično proizvodi djelovanjem razrijeđenih kiselina na sumporne metale, poput željeznog sulfida:

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

Čistiji sumporovodik može se dobiti hidrolizom CaS, BaS ili A1 2 S 3 . Najčišći plin dobiva se izravnom reakcijom vodika i sumpora na 600°C.

Kemijska svojstva sumporovodika

Otopina sumporovodika u vodi ima svojstva kiseline. Sumporovodik je slaba dvobazna kiselina. Rastavlja se u koracima i uglavnom u prvom koraku:

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

Disocijacija na drugom stupnju

HS - ↔H + + S 2- (K 2 \u003d 10 -14)

nastavlja u vrlo maloj mjeri.

Sumporovodik je jako redukcijsko sredstvo. Pod djelovanjem jakih oksidacijskih sredstava oksidira se u sumporov dioksid ili u sumpornu kiselinu; dubina oksidacije ovisi o uvjetima: temperaturi, pH otopine, koncentraciji oksidacijskog sredstva. Na primjer, reakcija s klorom obično nastavlja do stvaranja sumporne kiseline:

H2S + 4Cl2 + 4H2O \u003d H2SO4 + 8HCl.

Srednje soli sumporovodika nazivaju se sulfidi.

Upotreba sumporovodika

Korištenje sumporovodika je prilično ograničeno, što je prvenstveno zbog njegove visoke toksičnosti. Našao je primjenu u laboratorijskoj praksi kao taložnik za teške metale. Sumporovodik služi kao sirovina za proizvodnju sumporne kiseline, elementarnog sumpora i sulfida

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

PRIMJER 2

- (vodikov sulfid) H2S, bezbojni plin mirisa po trulim jajima; tstopiti? 85,54 .S, kuhati? 60,35 .S; pri 0 .C se ukapljuje pod pritiskom od 1 MPa. Redukciono sredstvo. Nusproizvod prerade nafte, koksiranja ugljena itd.; nastala razgradnjom... Veliki enciklopedijski rječnik

sumporovodik- (H2S), bezbojni, otrovni plin s mirisom pokvarenih jaja. Nastaje tijekom procesa raspadanja, nalazi se u sirovoj nafti. Dobiva se djelovanjem sumporne kiseline na metalne sulfide. Koristi se u tradicionalnoj KVALITATIVNOJ ANALIZI. Svojstva: temperatura ... ... Znanstveno-tehnički enciklopedijski rječnik

sumporovodik- Sumporovodik, sumporovodik, pl. ne, mužu. (kem.). Plin koji nastaje tijekom raspadanja proteinskih tvari, emitirajući miris pokvarenih jaja. Objašnjavajući rječnik Ushakova. D.N. Ushakov. 1935. 1940. ... Objašnjavajući rječnik Ushakova

sumporovodik- Sumporovodik, ah, mužu. Bezbojni plin oštrog, neugodnog mirisa koji nastaje razgradnjom proteina. | prid. sumporovodik, oh, oh. Objašnjavajući rječnik Ozhegova. SI. Ozhegov, N.Yu. Švedova. 1949. 1992. ... Objašnjavajući rječnik Ozhegova

sumporovodik- n., broj sinonima: 1 plin (55) Rječnik sinonima ASIS. V.N. Trishin. 2013 ... Rječnik sinonima

sumporovodik- bezbojni otrovni plin H2S neugodnog specifičnog mirisa. Posjeduje blago kisela svojstva. 1 litra C. pri t 0 °C i tlaku od 760 mm je 1,539 g. Nalazi se u uljima, u prirodnim vodama, u plinovima biokemijskog porijekla, kao ... ... Geološka enciklopedija

sumporovodik- Sumporovodik, H2S (molekulska masa 34,07), bezbojni plin s karakterističnim mirisom pokvarenih jaja. Litra plina u normalnim uvjetima (0°, 760 mm) teži 1,5392 g. Temperatura, vrelište 62°, taljenje 83°; S. je dio plinovitih izlučevina ... ... Velika medicinska enciklopedija

sumporovodik- — Biotehnološke teme EN sumporovodik … Priručnik tehničkog prevoditelja

sumporovodik- VODIKOV SUMFID, a, m Bezbojni plin oštrog neugodnog mirisa, nastao pri razgradnji proteinskih tvari i predstavlja kombinaciju sumpora s vodikom. Sumporovodik se nalazi u nekim mineralnim vodama i terapijskim blatima i koristi se ... ... Objašnjavajući rječnik ruskih imenica

knjige

• Kako prestati pušiti! (DVD), Pelinsky Igor, "Nema ništa lakše nego prestati pušiti - prestao sam pušiti već trideset puta" (Mark Twain). Zašto ljudi počinju pušiti? Opustiti se, opustiti, sabrati misli, riješiti se stresa ili… Kategorija: Psihologija. Poslovanje Serija: Put do zdravlja i savršenstva Izdavač: Owl-Film, Kupite za 275 rubalja
• Vestimentifera - Intestinalni beskralješnjaci dubokog mora , VV Malakhov , Monografija je posvećena novoj skupini divovskih (do 2,5 m) dubokomorskih životinja koje žive u područjima dubokomorske hidrotermalne aktivnosti i hladnih ugljikovodičnih curenja. Najviše… Kategorija: Medicina Izdavač: Zajednica znanstvenih publikacija KMK, Kupite za 176 rubalja elektronska knjiga(fb2, fb3, epub, mobi, pdf, html, pdb, lit, doc, rtf, txt)

Sumporna kiselina jedan je od glavnih višetonskih proizvoda kemijske industrije. Koristi se u raznim sektorima nacionalnog gospodarstva, budući da ima niz posebnih svojstava koja olakšavaju njegovu tehnološku upotrebu. Sumporna kiselina ne dimi, nema boju, miris i na uobičajenim je temperaturama u tekućem stanju. U koncentriranom obliku, ne korodira željezne metale. Istovremeno, sumporna kiselina je jedna od jakih mineralnih kiselina, stvara brojne stabilne soli i jeftina je. Bezvodna sumporna kiselina (monohidrat) H2SO4 je teška uljasta tekućina koja se miješa s vodom u svim omjerima uz oslobađanje velike količine topline.

Sirovine za obradu: sumporni pirit, elementarni sumpor, sumporovodik, metalni sulfidi kao npr. bakreni pirit CuFeS 2 , bakreni sjaj CuS 2 , sulfati:gips CaSO 4 2H 2 O, anhidrit CaSO 4 , mirabilit Na 2 TAKO 4 10H 2 O itd.

Proizvodnja plinovitog sumpora iz sumporovodika ekstrahiranog tijekom pročišćavanja gorivih i procesnih plinova temelji se na postupku djelomične oksidacije na čvrstom katalizatoru. Javljaju se sljedeće reakcije:

H2S + 1,5O2 = SO2 + H2O;

2H 2 S + SO 2 \u003d 2H 2 O + 1,5S 2.

Značajne količine sumpora mogu se dobiti iz nusproizvoda proizvodnje obojenih metala kao što je bakar:

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

Dobivanje sumporovog dioksida spaljivanjem sumpora, sumporovodika i drugih vrsta sirovina

Spaljivanjem 1 mola sumpora troši se 1 mol kisika. U tom slučaju dobije se 1 mol sumporovog dioksida:

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

Stoga je pri izgaranju sumpora u zraku koji sadrži 21% kisika moguće (teoretski) dobiti 21% sumpor dioksida. Prinos sumpor-dioksida je ovdje veći nego kod izgaranja pirita i cinkove mješavine. Izgaranjem sumpora u proizvodnji sumporne kiseline dobiva se najpovoljniji omjer SO2 i kisika. Ako se sumpor izgara uz blagi višak zraka, može se dobiti sumporov dioksid s visokim udjelom SO2. Međutim, u ovom slučaju, temperatura se razvija do 1300 ° C, što dovodi do uništenja obloge peći; to ograničava proizvodnju plina s visokom koncentracijom SO2 iz sumpora.

Sumporovodik gori da nastane SO2 i H20:

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

Rezultirajuća vodena para ulazi u kontaktni aparat s plinskom smjesom, a iz nje radi apsorpcije.

U tehnološkom smislu, proizvodnja sumporne kiseline iz željeznog pirita je najsloženiji proces i sastoji se od nekoliko uzastopnih faza.

Shematski dijagram ove proizvodnje prikazan je na slici.

1 – proizvodnja plina za pečenje: 1 – pečenje pirita, 2 – hlađenje plina u kotlu otpadne topline, 3 – opće čišćenje plina, 4 – posebno čišćenje plina; 11 - kontakt: 5 - grijanje plina u izmjenjivaču topline, 6 - kontakt; 111 - apsorpcija: 7 - apsorpcija sumpornog oksida (6) i stvaranje sumporne kiseline.

Sumporov dioksid S02 je bezbojni plin, 2,3 puta teži od zraka, oštrog mirisa. Kada se otopi u vodi, nastaje slaba i nestabilna sumporna kiselina SO2 + H2O \u003d H2SO3.

2. Ugljen. Dobivanje kokaine.

Koksiranje ugljena

Značajan dio ugljena je podvrgnut visokotemperaturnoj (pirogenetskoj) kemijskoj obradi. Svrha takve prerade je proizvodnja vrijednih sekundarnih proizvoda koji se dalje koriste kao gorivo i međuproizvodi za organsku sintezu. Prema namjeni i uvjetima, procesi pirogenetske obrade ugljena podijeljeni su u tri vrste: piroliza, rasplinjavanje, hidrogenacija.

Piroliza ili suha destilacija je proces zagrijavanja krutog goriva bez pristupa zraka u svrhu dobivanja plinovitih, tekućih i krutih proizvoda različite namjene. postojati visokotemperaturna piroliza (koksiranje) i niskotemperaturna piroliza (polukoksanje).

polukarbonizacija provodi se na 500–580 o C radi dobivanja umjetnih tekućih i plinovitih goriva. Proizvodi polukoksanja su sirovine za organsku sintezu, smola (izvor motornih goriva), otapala, monomeri i polukoks koji se koriste kao lokalno gorivo i dodatak punjenju za koks.

Procesi hidrogeniranje i rasplinjavanje koriste se za dobivanje tekućih proizvoda od ugljena, koji se koriste kao motorno gorivo, i zapaljivih plinova.

Koksiranje ugljena provodi se na temperaturi od 900 - 1200°C radi dobivanja koksa, zapaljivih plinova i sirovina za kemijsku industriju.

Poduzeća koja obavljaju koksiranje ugljena nazivaju se koksno-kemijska poduzeća. Postoje zasebne koksare s punim ciklusom proizvodnje koksa, koje se nalaze odvojeno od metalurških poduzeća, i koksare u sklopu metalurških pogona.

Blok dijagram proizvodnje koksa prikazan je na slici.

Ugljen

priprema ugljena

naboj ugljena

Koks

Koksiranje

VodikOKG

PKG Coke u skladište

Hlađenje i odvajanje

Sub KUS

Overclocking

Overclocking

Pojedinačne arene Frakcije KUS

Neutralizacija

za obradu

Sumporne kiseline

Amonijev sulfat

Sl. Strukturna shema proizvodnje koksa

Na dijagramu je prikazano: OKG - reverzni koksni plin; PCG - direktni koksni plin; KUS - katran ugljena; SB - sirovi benzol.

Prema fizičko-kemijskoj prirodi koksiranje je složen dvofazni endotermni proces u kojem se odvijaju termofizičke transformacije koksiranih sirovina i sekundarne reakcije uz sudjelovanje organskih poluproizvoda prve faze koksiranja. Koksiranje ugljena vrši se u šaržnim koksarnim pećima, u kojima se toplina prenosi na koksirani ugljen kroz stijenku reaktora.

3. Dobivanje klorovodične kiseline. Klorovodična kiselina(klorovodik, klorovodik, klorovodik) - HCl, otopina klorovodika u vodi; jaka jednobazna kiselina. Bezbojna (tehnička klorovodična kiselina je žućkasta zbog nečistoća Fe, Cl 2 itd.), "dimljiva" na zraku, kaustična tekućina. Maksimalna koncentracija pri 20 °C iznosi 38% težinski, gustoća takve otopine je 1,19 g/cm³. Molarna masa 36,46 g/mol. Soli klorovodične kiseline nazivaju se kloridi. Razmotrite glavne upotrebe kiseline:

Metalurgija. Solna kiselina tehnička koristi se za čišćenje metala tijekom kalajisanja i lemljenja. Također klorovodična kiselina koristi se u proizvodnji mangana, željeza i drugih tvari.

Elektrotipija. U ovom smjeru klorovodična kiselina tehnička djeluje kao aktivni medij tijekom jetkanja i kiseljenja.

Industrija hrane. Sve vrste regulatora kiselosti, na primjer, E507, imaju kiselinu u svom sastavu. Da, i soda (seltzer) vodu je teško zamisliti bez takve tvari kao što je klorovodična kiselina.

Lijek. U ovom području, naravno, ne koristi klorovodična kiselina tehnička, i pročišćeni analozi, međutim, sličan fenomen se još uvijek događa. Konkretno, govorimo o dodavanju tvari u želučani sok u slučaju nedovoljne kiselosti.

U adijabatskoj apsorpcijskoj koloni dobiva se klorovodična kiselina u smanjenoj koncentraciji, ali bez organskih nečistoća. Kiselina s povećanom koncentracijom HCl proizvodi se u izotermnoj apsorpcijskoj koloni pri sniženoj temperaturi. Stupanj ekstrakcije HCl iz otpadnih plinova kada se koriste razrijeđene kiseline kao apsorbenti je 90-95%. Kada se kao apsorbent koristi čista voda, oporavak je gotovo potpun.

4. Izravna sinteza koncentrirane dušične kiseline.

Izravna sinteza HNO 3 temelji se na interakciji tekućih dušikovih oksida s vodom i plinovitim kisikom pod tlakom do 5 MPa prema jednadžbi

2N 2 O 4 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3

100% dušikov dioksid pri atmosferskom tlaku i temperaturi od 21,5 °C potpuno prelazi u tekuće stanje. Tijekom oksidacije amonijaka nastali NO se oksidira u NO 2 čiji je sadržaj u plinskoj smjesi oko 11%. Dušikov dioksid takve koncentracije nije moguće pretvoriti u tekuće stanje pri atmosferskom tlaku, stoga se povećani tlak koristi za ukapljivanje dušikovih oksida.

Koncentracija dušične kiseline sa sredstvima za odvodnjavanje. Destilacijom razrijeđene kiseline nemoguće je dobiti koncentriranu dušičnu kiselinu. Tijekom vrenja i destilacije razrijeđena dušična kiselina može se ispariti samo do sadržaja od 68,4% HNO 3 (azeotropna smjesa), nakon čega se sastav destilirane smjese neće mijenjati.

U industriji se destilacija razrijeđenih vodenih otopina dušične kiseline provodi u prisutnosti tvari koje uklanjaju vodu (koncentrirana sumporna kiselina, fosforna kiselina, koncentrirane otopine nitrata itd.). Primjena tvari za uklanjanje vode omogućuje smanjenje sadržaja vodene pare iznad kipuće smjese i povećanje sadržaja para dušične kiseline čijom kondenzacijom nastaje 98% HNO 3 .

Tehnološka shema koncentracije dušične kiseline primjenom sumporne kiseline:

Slika - Shema koncentracije razrijeđene dušične kiseline u prisutnosti sumporne kiseline:

1, 4 - tlačni spremnici za dušičnu i sumpornu kiselinu; 2 - kontrolna svjetla; 3 – isparivač razrijeđene dušične kiseline; 5 - kutija za regulaciju dovoda kiseline; 6 - stupac za koncentraciju; 7 - hladnjak hladnjaka; 8 - hladnjak kiseline koja cirkulira u tornju; 9 - ventilator: 10 - apsorpcijski toranj; 11 - zbirka; 12 - pumpa; 13 - hladnjak za koncentriranu dušičnu kiselinu, 14 - hladnjak za istrošenu sumpornu kiselinu

Razrijeđena dušična kiselina iz tlačnog spremnika 1 dovodi se u stupac 6 kroz dva paralelno povezana mjerača protoka 2. Jedna struja kiseline ide u isparivač 3 te se kao mješavina tekućine i pare dovodi na 10. ploču kolone 6, drugi tok bez zagrijavanja ulazi u ploču iznad.

Sumporna kiselina iz tlačnog spremnika 4 preko regulatora 5 dovodi se u gornji dio kolone 6 iznad ulaza hladne struje dušične kiseline. Živa para se uvodi u donji dio kolone, kada se zagrije, dušična kiselina počinje isparavati iz ternarne smjese.

Pare dušične kiseline na temperaturi od 70–85 °C, dižući se, izlaze kroz spoj u glavi kolone i ulaze u hladnjak-kondenzator 7. Ove pare sadrže nečistoće dušikovih oksida i vode.

U hladnjaku-kondenzatoru pare dušične kiseline na temperaturi od oko 30 °C kondenziraju se i tvore 98–99% HNO 3, dok se dušikovi oksidi djelomično apsorbiraju u ovoj kiselini. Koncentrirana dušična kiselina koja sadrži dušikove okside šalje se na dvije gornje ploče i prolazi kroz njih uzastopno, a oksidi se ispuhuju iz otopine parama dušične kiseline koje ulaze u kondenzator 7. Nekondenzirane pare dušične kiseline i oslobođeni dušikovi oksidi šalju se na apsorpciju u toranj 10, navodnjavan vodom. Rezultirajuća 50% kiselina ulazi u zbirku 11 i ponovno se šalje u koncentraciju. Koncentrirana dušična kiselina nakon hlađenja šalje se u skladište gotovih proizvoda.

Istrošena sumporna kiselina koja sadrži 65-85% H 2 SO 4 šalje se na koncentriranje. Prilikom koncentriranja dušične kiseline korištenjem 92-93% sumporne kiseline, potrošnja potonje značajno se smanjuje kada se umjesto 48-50% doda 59-60% HNO 3 za koncentraciju. Stoga je u nekim slučajevima poželjno prethodno koncentrirati 50% HNO 3 do 60% jednostavnim isparavanjem.

Veliki nedostatak koncentriranja dušične kiseline sa sumpornom kiselinom je visok sadržaj para H 2 SO 4 i magle u ispušnim plinovima nakon elektrofiltera (0,3–0,8 g/m 3 plina). Stoga se sumporna kiselina zamjenjuje, na primjer, magnezijevim ili cinkovim nitratom.

5. Dobivanje keramike.

Keramika - opsežna skupina dielektričnih materijala u sastavu, ujedinjenih zajedničkim tehnološkim ciklusom. Trenutno se pod riječju keramika podrazumijevaju ne samo glineni, već i drugi anorganski materijali sličnih svojstava, u proizvodnji proizvoda od kojih je potrebno pečenje na visokim temperaturama. Izvorni materijali. Za proizvodnju keramičkih proizvoda koriste se različiti prirodni i umjetni materijali.

Umjetni i prirodni materijali - oksidi, soli razlikuju se po kvantitativnom i kvalitativnom sadržaju nečistoća stranih oksida i, u skladu s tim, konvencionalno se označavaju slovima: Ch (čist), ChDA (čist za analizu), HCh (kemijski čist) , itd. Također razlikovati izvorne sirovine prema fizikalnim i kemijskim parametrima (veličina i oblik čestica, specifična površina, aktivnost itd.).

Sirovina za proizvodnju radio- i piezokeramike je veliki broj različitih soli i oksida: kaolini, gline, feldspati, materijali koji sadrže silicij, talk - prirodni plastični materijali; umjetni neplastični materijali koje proizvodi industrija - tehnički aluminij i korund, cirkonijev i titanijev dioksid, berilijev oksid, barijev i stroncij karbonati.

Gline i kaolini sastoje se uglavnom od hidroaluminosilikata (Al 2 O 3 *2SiO 2 *H 2 O) i nečistoća soli željeza, oksida i soli alkalijskih i zemnoalkalijskih. Od feldspata, za proizvodnju keramike najprikladniji su kalij-natrijevi feldspati (K 2 O * Al 2 O 3 * 6 SiO 2; Na 2 O * Al 2 O 3 * 6 SiO 2). Osnova materijala koji sadrže silicij i kvarca je silicij dioksid (SiO 2), koji može sadržavati različite aditive (željezni oksidi, gline, feldspati i dr.) Sastav talka je raznolik: od 3MgO * 4SiO 2 * H2O do 4MgO * 5SiO 2 * H2O, nečistoće u njima Fe 2 O 3, Al 2 O 3, CaO, Na 2 O, Cr 2 O itd. Najnepoželjnije nečistoće u svim prirodnim plastičnim materijalima su soli željeza.

Ovi prirodni plastični materijali koriste se za poboljšanje plastičnih svojstava prešanih masa za oblikovanje proizvoda i kao aditivi za stvaranje stakla u radiokeramici. Talkovi su osnova za takve vrste radiokeramike kao što su steatit i forsterit.

Tehnički aluminij i korund dobiven kemijskom preradom prirodnih sirovina - minerala boksita i kalciniranjem na 1100–1200 0 C. Cirkonijev dioksid (Zr 2 O 2), titan (TiO 2), kositar (SnO 2), berilijev oksid (B 2 O) , stroncij ( SrO), cink (ZnO), olovo (PbO), magnezij (MgO) dobivaju se izlaganjem sirovine kroz kompleks kemijskih i toplinskih interakcija.

Dobivanje keramike. Po strukturi, keramika je složen sustav koji se sastoji od tri glavne faze: kristalne, staklaste i plinovite. Kristalna faza (bazna) je kemijski spoj ili čvrsta otopina, ona određuje karakteristična svojstva keramičkog materijala; staklasta faza je u keramičkom materijalu u obliku međuslojeva između kristalne komponente ili izoliranih mikročestica i djeluje kao vezivo; plinovita faza su plinovi sadržani u porama keramike. Pore ​​degradiraju svojstva keramike, osobito pri visokoj vlažnosti.

Svojstva keramike ovise o sastavu smjese (kemijski i postotni omjer tvari), načinu obrade.

Keramika se može izrađivati ​​jednostrukim ili dvostrukim pečenjem. Ovo ima svoje prednosti i nedostatke.

U proizvodnji keramike uobičajene su sljedeće tehnološke metode za izradu piezokeramike koje se temelje na:

1) mehaničko miješanje polaznih materijala u obliku praha oksida i metalnih soli, u skladu s kemijskim sastavom materijala koji se proizvodi;

2) termička razgradnja soli metala;

3) zajedničko taloženje karbonata, soli odgovarajućih metala ili njihovih hidrata.

Početni materijali za proizvodnju radio - piezokeramike i ferita su metalni oksidi i soli. Glavne faze tehnološkog procesa su sljedeće.

Skup početnih tvari određen je zadanim magnetskim i električnim svojstvima proizvoda, geometrijskim oblikom i dimenzijama.

Analiza početnih oksida i soli provodi se kako bi se utvrdile njihove fizikalno-kemijske karakteristike, vrsta i količina nečistoća, veličina i oblik čestica, aktivnost, t.j. sposobnost reagiranja s drugim komponentama smjese itd.

Izračun mase i omjera početnih komponenti provodi se na temelju kemijske formule materijala. A zatim se, u skladu s izračunom, vagaju početne komponente.

Mljevenje ili otapanje i miješanje vrši se kako bi se dobila smjesa koja je homogena po kemijskom sastavu i veličini čestica. Ove operacije se izvode ili s tekućinom (vodom) ili bez vode, tj. izvršiti mokro (klizanje) ili suho brušenje. Mokro mljevenje završava sušenjem.

Operacija briketiranja (granulacije) potrebna je za dobivanje kompaktnijeg oblika dobivene smjese (punjenja) i potpunije reakcije tijekom sljedeće operacije. Ovdje se dobivaju briketi, tablete ili granule.

Prethodno pečenje smjese provodi se radi djelomičnog ili potpunog procesa difuzije između oksida kako bi se pretvorili u keramički materijal (keramička sinteza) i smanjilo skupljanje tijekom konačnog pečenja.

Sekundarno mljevenje i miješanje briketa, tableta ili granula provodi se kako bi se dobili proizvodi s ujednačenim svojstvima, potpuni procesi difuzije i omogućila mogućnost stvaranja proizvoda. Operacija se izvodi u vodi ili bez vode, pa se nakon završetka, kao u prvom slučaju, dobivena smjesa suši.

Za poboljšanje stvaranja prahova u njih se uvode plastifikatori (veziva, maziva) koji poboljšavaju prianjanje pojedinih čestica. Uvođenje plastifikatora omogućuje dobivanje različitih masa: za prešanje - prešane prahove, za lijevanje - klipove, a za oblikovanje od plastičnih masa - plastične mase.

Glavne metode oblikovanja su prešanje, kalupljenje iz plastičnih masa, lijevanje kliznim slojem.

Oblikovani proizvodi se podvrgavaju visokotemperaturnom sinteriranju, pri čemu se dobiva kompleks određenih magnetskih, električnih, mehaničkih svojstava i fizikalno-mehaničkih karakteristika koji odgovaraju određenom materijalu (radio-, piezokeramika, ferit).

6. Dobivanje natrijevog hidroksida. Natrijev hidroksid se može industrijski proizvesti kemijskim i elektrokemijskim metodama.