Síra– prvok 3. periódy a VIA-skupina periodického systému, poradové číslo 16, odkazuje na chalkogény. Elektrónový vzorec atómu je [ 10 Ne] 3s 2 3p 4, charakteristické oxidačné stavy sú 0, -II, +IV a +VI, stav S VI sa považuje za stabilný.

Stupnica oxidácie síry:

Elektronegativita síry je 2,60, vyznačuje sa nekovovými vlastnosťami. V zlúčeninách vodíka a kyslíka je súčasťou rôznych aniónov, tvorí kyseliny obsahujúce kyslík a ich soli, binárne zlúčeniny.

V prírode - pätnásty chemickým zastúpením prvok (siedmy medzi nekovmi). Vyskytuje sa vo voľnej (natívnej) a viazanej forme. Životne dôležitý prvok pre vyššie organizmy.

Sera S. Jednoduchá látka. Žlté kryštalické (α-rombické a β-monoklinické,

pri 95,5 °C) alebo amorfné (plast). V uzloch kryštálovej mriežky sú molekuly S 8 (neplanárne cykly typu „koruna“), amorfná síra pozostáva z reťazcov S n. Látka s nízkou teplotou topenia, viskozita kvapaliny prechádza maximálne pri 200 °C (prasknutie molekúl S 8, prepletenie reťazcov S n). V páre - molekuly S 8, S 6, S 4, S 2. Pri 1500 °C sa objavuje monatomická síra (v chemických rovniciach je pre zjednodušenie akákoľvek síra reprezentovaná ako S).

Síra sa vo vode nerozpúšťa a za normálnych podmienok s ňou nereaguje, je vysoko rozpustná v sírouhlíku CS 2 .

Síra, najmä prášková, má pri zahrievaní vysokú aktivitu. Reaguje ako oxidačné činidlo s kovmi a nekovmi:

ale ako redukčné činidlo– s fluórom, kyslíkom a kyselinami (pri vare):

Síra podlieha dismutácii v alkalických roztokoch:

3S0 + 6KOH (konc.) \u003d 2K2S-II + K2SIV03 + 3H20

Pri vysokej teplote (400 °C) síra vytláča jód z jodovodíka:

S + 2HI (g) \u003d I2 + H2S,

ale v roztoku reakcia prebieha opačným smerom:

I2 + H2S (p) = 2 HI + S↓

Potvrdenie: v priemyslu tavenina z prírodných ložísk prírodnej síry (pomocou pary), uvoľňovaná pri odsírovaní produktov splyňovania uhlia.

Síra sa používa na syntézu sírouhlíka, kyseliny sírovej, sírových (kypových) farbív, na vulkanizáciu kaučuku, ako prostriedok na ochranu rastlín pred múčnatkou a na liečbu kožných chorôb.

Sírovodík H2S. Anoxická kyselina. Bezfarebný plyn s dusivým zápachom, ťažší ako vzduch. Molekula má štruktúru dvojitého neúplného štvorstenu [::S(H) 2 ]

(sp 3 -hybridizácia, obslužný uhol H - S - H má ďaleko od tetraedrického). Nestabilný pri zahrievaní nad 400 °C. Mierne rozpustný vo vode (2,6 l / 1 l H20 pri 20 ° C), nasýtený decimolárny roztok (0,1 M, "sírovodíková voda"). Veľmi slabá kyselina v roztoku, prakticky nedisociuje v druhom stupni na ióny S 2- (maximálna koncentrácia S 2- je 1 10 -13 mol / l). Pri státí na vzduchu sa roztok zakalí (inhibítor – sacharóza). Neutralizuje sa zásadami, nie úplne - hydrátom amoniaku. Silné redukčné činidlo. Vstupuje do iónomeničových reakcií. Sulfidačné činidlo, ktoré zráža farebné sulfidy z roztoku s veľmi nízkou rozpustnosťou.

Kvalitatívne reakcie- zrážanie sulfidov, ako aj nedokonalé spaľovanie H 2 S s tvorbou žltého povlaku síry na studenom predmete zavedenom do plameňa (porcelánová špachtle). Vedľajší produkt rafinácie ropy, prírodného a koksárenského plynu.

Používa sa pri výrobe síry, anorganických a organických zlúčenín obsahujúcich síru ako analytické činidlo. Mimoriadne jedovatý. Rovnice najdôležitejších reakcií:

Potvrdenie: v priemyslu- priama syntéza:

H2 + S = H 2 S(150-200 °C)

alebo zahrievaním síry s parafínom;

v laboratóriách- vytesnenie zo sulfidov silnými kyselinami

FeS + 2NCl (konc.) = FeCl2+ H 2 S

alebo úplná hydrolýza binárnych zlúčenín:

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

Sulfid sodný Na2S. Anoxická soľ. Biela, veľmi hygroskopická. Taví sa bez rozkladu, tepelne stabilný. Dobre rozpustíme vo vode, je hydrolyzovaný na anión, vytvára v roztoku silne zásadité prostredie. Pri státí na vzduchu sa roztok zakalí (koloidná síra) a zožltne (polysulfidová farba). Typický reštaurátor. Pripája síru. Vstupuje do iónomeničových reakcií.

Kvalitatívne reakcie na ión S 2- - vyzrážanie rôznofarebných sulfidov kovov, z ktorých MnS, FeS, ZnS sa rozkladajú na HCl (dif.).

Používa sa pri výrobe sírnych farbív a celulózy, na odstránenie vlasovej línie koží pri činení, ako činidlo v analytickej chémii.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Na2S + 2НCl (razb.) \u003d 2NaCl + H2S

Na2S + 3H2S04 (konc.) \u003d S02 + S↓ + 2H20 + 2NaHS04 (do 50 °C)

Na2S + 4HN03 (konc.) = 2NO + S↓ + 2H20 + 2NaN03 (60 °C)

Na2S + H2S (nasýtený) = 2NaHS

Na2S (t) + 202 \u003d Na2S04 (nad 400 °C)

Na2S + 4H202 (konc.) = Na2S04 + 4H20

S2- + M2+ \u003d MnS (tuhá látka) ↓; FeS (čierna)↓; ZnS (biely)↓

S 2- + 2Ag + = Ag 2 S (čierna) ↓

S2- + M2+ \u003d CdS (žltá) ↓; PbS, CuS, HgS (čierna)↓

3S 2- + 2Bi 3+ \u003d Bi 2 S 3 (krátka - čierna) ↓

3S 2- + 6H20 + 2M 3+ = 3H2S + 2M(OH)3↓ (M = Al, Cr)

Potvrdenie v priemyslu- kalcinácia minerálu mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O v prítomnosti redukčných činidiel:

Na2S04 + 4H2 \u003d Na2S + 4H20 (500 °C, kat. Fe203)

Na2S04 + 4C (koks) \u003d Na2S + 4CO (800 – 1000 °C)

Na2S04 + 4CO \u003d Na2S + 4CO2 (600 – 700 °C)

Sulfid hlinitý Al 2 S 3 . Anoxická soľ. Biela, väzba Al-S je prevažne kovalentná. Taví sa bez rozkladu pri pretlaku N2, ľahko sublimuje. Pri zahrievaní na vzduchu oxiduje. Úplne hydrolyzovaný vodou, nezráža sa z roztoku. Rozkladá sa silnými kyselinami. Používa sa ako pevný zdroj čistého sírovodíka. Rovnice najdôležitejších reakcií:

Al2S3 + 6H20 \u003d 2Al (OH)3 ↓ + 3H2S (čistý)

Al2S3 + 6НCl (razb.) \u003d 2AlCl3 + 3H2S

Al2S3 + 24HN03 (konc.) \u003d Al2(S04)3 + 24N02 + 12H20 (100 °C)

2Al2S3 + 902 (vzduch) = 2Al203 + 6SO2 (700–800 °C)

Potvrdenie: interakcia hliníka s roztavenou sírou v neprítomnosti kyslíka a vlhkosti:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150-200 °C)

Sulfid železitý FeS. Anoxická soľ. Čierno-šedá so zeleným odtieňom, žiaruvzdorná, rozkladá sa pri zahrievaní vo vákuu. Keď je mokrá, je citlivá na vzdušný kyslík. Nerozpustný vo vode. Nezráža sa, keď sú roztoky solí železa (II) nasýtené sírovodíkom. Rozkladá sa kyselinami. Používa sa ako surovina pri výrobe železa, pevného zdroja sírovodíka.

Zlúčenina trojmocného železa so zložením Fe2S3 nie je známa (nezískaná).

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Potvrdenie:

Fe+S= FeS(600 °C)

Fe203 + H2 + 2H2S \u003d 9 FeS+ 3H20 (700-1000 °C)

FeCl2 + 2NH4HS (ex.) = FeS↓ + 2NH4Cl + H2S

Disulfid železa FeS2. binárne spojenie. Má iónovú štruktúru Fe 2+ (–S – S–) 2‑. Tmavožltý, tepelne stabilný, rozkladá sa zapálením. Nerozpustný vo vode, nereaguje so zriedenými kyselinami, zásadami. Rozkladá sa oxidačnými kyselinami, vystavený praženiu na vzduchu. Používa sa ako surovina pri výrobe železa, síry a kyseliny sírovej, katalyzátor v organickej syntéze. V prírode - rudné minerály pyrit a markazit.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

FeS2 = FeS + S (nad 1170 °C, vákuum)

2FeS2 + 14H2S04 (konc., horizont) \u003d Fe2 (S04)3 + 15S02 + 14H20

FeS2 + 18HN03 (konc.) = Fe(N03)3 + 2H2S04 + 15N02 + 7H20

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

Hydrosulfid amónny NH 4 HS. Soľ anoxickej kyseliny. Biela, topí sa pod tlakom. Vysoko prchavý, tepelne nestabilný. Na vzduchu oxiduje. Necháme dobre rozpustiť vo vode, je hydrolyzovaná na katión a anión (prevláda), vytvára zásadité prostredie. Roztok na vzduchu zožltne. Rozkladá sa kyselinami, v nasýtenom roztoku pridáva síru. Nie je neutralizovaný alkáliami, priemerná soľ (NH 4) 2 S v roztoku neexistuje (podmienky na získanie priemernej soli pozri v nadpise „H 2 S“). Používa sa ako súčasť fotodeveloperov, ako analytické činidlo (sulfidový precipitátor).

Rovnice najdôležitejších reakcií:

NH4HS = NH3 + H2S (nad 20 °C)

NH4HS + HCl (rozdiel) \u003d NH4Cl + H2S

NH4HS + 3HNO3 (konc.) = S↓ + 2NO2 + NH4NO3 + 2H20

2NH4HS (nas. H2S) + 2CuSO4 = (NH4)2S04 + H2S04 + 2CuS↓

Potvrdenie: nasýtenie koncentrovaného roztoku NH 3 sírovodíkom:

NH3H20 (konc.) + H2S (g) = NH4HS+ H20

V analytickej chémii sa roztok obsahujúci rovnaké množstvá NH4HS a NH3H2O ​​bežne považuje za roztok (NH4)2S a pri písaní reakčných rovníc sa používa vzorec priemernej soli, hoci sulfid amónny je úplne hydrolyzovaný vody na NH4HS a NH3H20.

Oxid siričitý. Sulfity

Oxid siričitý SO 2 . Oxid kyseliny. Bezfarebný plyn so štipľavým zápachom. Molekula má štruktúru neúplného trojuholníka [: S(O) 2 ] (sp 2 -hybridizácia), obsahuje σ, π-väzby S=O. Ľahko skvapalniteľný, tepelne stabilný. Necháme dobre rozpustiť vo vode (~40 l/1 l H 2 O pri 20 °C). Tvorí polyhydrát s vlastnosťami slabej kyseliny, produkty disociácie - ióny HSO 3 - a SO 3 2 - . Ión HSO 3 - má dve tautomérne formy - symetrické(nekyslá) s tetraedrickou štruktúrou (sp 3 -hybridizácia), ktorá prevláda v zmesi a asymetrické(kyslé) ​​so štruktúrou nedokončeného štvorstenu [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 ‑hybridizácia). Ión SO 3 2 je tiež tetraedrický [: S(O) 3 ].

Reaguje s alkáliami, hydrátom amoniaku. Typické redukčné činidlo, slabé oxidačné činidlo.

Kvalitatívna reakcia– zmena farby žltohnedej „jódovej vody“. Medziprodukt pri výrobe siričitanov a kyseliny sírovej.

Používa sa na bielenie vlny, hodvábu a slamy, konzervovanie a skladovanie ovocia, ako dezinfekčný prostriedok, antioxidant, chladivo. Jedovatý.

Zlúčenina zloženia H 2 SO 3 (kyselina sírová) nie je známa (neexistuje).

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Rozpúšťanie vo vode a kyslé vlastnosti:

Potvrdenie: v priemysle - spaľovanie síry vo vzduchu obohatenom kyslíkom a v menšej miere praženie sulfidových rúd (SO 2 je asociovaný plyn pri pražení pyritu):

S + O2 \u003d SO2(280-360 °C)

4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8 SO2(800 °C, vypaľovanie)

v laboratóriu - vytesnenie kyselinou sírovou zo siričitanov:

BaS03 (t) + H2S04 (konc.) \u003d BaSO4 ↓ + SO2 + H20

Siričitan sodný Na2S03. Oksosol. Biely. Pri zahrievaní na vzduchu sa rozkladá bez topenia, topí sa pod pretlakom argónu. Za mokra a v roztoku je citlivý na vzdušný kyslík. Necháme dobre rozpustiť vo vode, je hydrolyzovaný na anión. Rozkladá sa kyselinami. Typický reštaurátor.

Kvalitatívna reakcia na ión SO 3 2- - vznik bielej zrazeniny siričitanu bárnatého, ktorý sa prenesie do roztoku so silnými kyselinami (HCl, HNO 3).

Používa sa ako činidlo v analytickej chémii, zložka fotografických roztokov, neutralizátor chlóru pri bielení tkanín.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Potvrdenie:

Na2C03 (konc.) + S02= Na2S03+ CO2

Kyselina sírová. sírany

Kyselina sírová H2SO4. oxokyselina. Bezfarebná kvapalina, veľmi viskózna (olejová), veľmi hygroskopická. Molekula má skreslenú-tetraedrickú štruktúru (hybridizácia sp 3), obsahuje kovalentné σ-väzby S-OH a σπ-väzby S=O. Ión SO 4 2 má pravidelnú štvorstennú štruktúru. Má široký teplotný rozsah kvapalného skupenstva (~300 stupňov). Pri zahriatí nad 296 °C sa čiastočne rozkladá. Destiluje sa vo forme azeotropnej zmesi s vodou (hmotnostný zlomok kyseliny 98,3 %, bod varu 296–340 °C), pri silnejšom zahriatí sa úplne rozloží. Miešateľný neobmedzene s vodou (silný exo-účinok). Silná kyselina v roztoku, neutralizovaná zásadami a hydrátom amoniaku. Premieňa kovy na sírany (pri nadbytku koncentrovanej kyseliny vznikajú za normálnych podmienok rozpustné hydrosírany), ale kovy Be, Bi, Co, Fe, Mg a Nb sa v koncentrovanej kyseline pasivujú a nereagujú s ňou. Reaguje so zásaditými oxidmi a hydroxidmi, rozkladá soli slabých kyselín. Slabé oxidačné činidlo v zriedenom roztoku (kvôli H I), silné v koncentrovanom roztoku (kvôli S VI). Dobre rozpúšťa SO 3 a reaguje s ním (vzniká ťažká olejovitá kvapalina - oleum, obsahuje H2S207).

Kvalitatívna reakcia na ióne SO 4 2- - zrážanie bieleho síranu bárnatého BaSO 4 (zrazenina sa neprenáša do roztoku s kyselinou chlorovodíkovou a dusičnou, na rozdiel od bielej zrazeniny BaSO 3).

Používa sa pri výrobe síranov a iných zlúčenín síry, minerálnych hnojív, výbušnín, farbív a liečiv, v organickej syntéze, na „otváranie“ (prvý stupeň spracovania) priemyselne dôležitých rúd a minerálov, pri čistení ropy produkty pri elektrolýze vody, ako elektrolyt pre olovené batérie. Jedovatý, spôsobuje popáleniny kože. Rovnice najdôležitejších reakcií:

Potvrdenie v priemyslu:

a) syntéza SO 2 zo síry, sulfidových rúd, sírovodíka a síranových rúd:

S + O2 (vzduch) = SO2(280-360 °C)

4FeS2 + 1102 (vzduch) = 8 SO2+ 2Fe203 (800 °C, vypaľovanie)

2H2S + 302 (ex.) = 2 SO2+ 2 Н 2 O (250 – 300 °C)

CaSO4 + C (koks) \u003d CaO + SO2+ CO (1300–1500 °C)

b) konverzia SO 2 na SO 3 v kontaktnom prístroji:

c) syntéza koncentrovanej a bezvodej kyseliny sírovej:

H20 (rozdiel H2S04) + S03 \u003d H2SO4(konc., bezvodý)

(absorpcia S03 čistou vodou na získanie H2S04 sa neuskutočňuje z dôvodu silného zahrievania zmesi a spätného rozkladu H2S04, pozri vyššie);

d) syntéza oleum- zmesi bezvodej H 2 SO 4, kyseliny disírovej H 2 S 2 O 7 a prebytku SO 3 . Rozpustený SO 3 zaručuje bezvodé oleum (pri vstupe vody sa okamžite tvorí H 2 SO 4), čo umožňuje jeho bezpečnú prepravu v oceľových nádržiach.

Síran sodný Na2S04. Oksosol. Biela, hygroskopická. Topí a vrie bez rozkladu. Vytvára kryštalický hydrát (minerál mirabilit),ľahko stráca vodu; technický názov Glauberova soľ. Necháme dobre rozpustiť vo vode, nie je hydrolyzovaná. Reaguje s H2S04 (konc.), S03. Pri zahrievaní sa redukuje vodíkom, koksom. Vstupuje do iónomeničových reakcií.

Používa sa pri výrobe skla, celulózy a minerálnych farieb, ako liečivo. Obsiahnuté v slanom náleve soľných jazier, najmä v zálive Kara-Bogaz-Gol Kaspického mora.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Hydrogensíran draselný KHS04. Kyslá oxosol. Biely, hygroskopický, ale netvorí kryštalické hydráty. Pri zahrievaní sa topí a rozkladá. Dobre rozpustíme vo vode, v roztoku je anión vystavený disociácii, prostredie roztoku je silne kyslé. Neutralizované alkáliami.

Používa sa ako zložka tavív v hutníctve, neoddeliteľná súčasť minerálnych hnojív.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

2KHS04 \u003d K2S04 + H2S04 (do 240 °C)

2KHS04 \u003d K2S207 + H20 (320–340 °C)

KHS04 (razb.) + KOH (konc.) \u003d K2S04 + H2O KHS04 + KCl \u003d K2S04 + HCl (450–700 °C)

6KHS04 + M203 \u003d 2KM (SO4)2 + 2K2S04 + 3H20 (350–500 °C, M = Al, Cr)

Potvrdenie: Úprava síranu draselného koncentrovanou (viac ako 60 %) kyselinou sírovou za studena:

K2S04 + H2S04 (konc.) \u003d 2 KHSO 4

Síran vápenatý CaS04. Oksosol. Biely, vysoko hygroskopický, žiaruvzdorný, rozkladá sa kalcináciou. Prírodný CaSO 4 sa vyskytuje ako veľmi bežný minerál sadra CaSO 4 2H 2 O. Pri 130 °C sadra stráca časť vody a prechádza do pálená (omietka) sadra 2CaSO 4 H 2 O (technický názov alabaster). Minerálu zodpovedá úplne dehydrovaná (200 °C) sadra anhydrit CaSO4. Mierne rozpustný vo vode (0,206 g / 100 g H 2 O pri 20 ° C), pri zahriatí sa rozpustnosť znižuje. Reaguje s H2S04 (konc.). Obnovené koksom počas fúzie. Definuje väčšinu „trvalej“ tvrdosti čerstvej vody (podrobnosti nájdete v časti 9.2).

Rovnice najdôležitejších reakcií: 100–128 °C

Používa sa ako surovina pri výrobe SO 2, H 2 SO 4 a (NH 4) 2 SO 4, ako tavivo v hutníctve, plnivo do papiera. Spojivová malta pripravená z pálenej sadry „tuhne“ rýchlejšie ako zmes na báze Ca(OH) 2 . Kalenie je zabezpečené viazaním vody, vznikom sadry vo forme kamennej hmoty. Pálená sadra sa používa na výrobu sadrových odliatkov, architektonických a dekoratívnych foriem a výrobkov, deliacich dosiek a panelov, kamenných podláh.

Síran hlinito-draselný KAl(SO 4) 2 . Dvojitý oxosol. Biela, hygroskopická. Pri silnom zahriatí sa rozkladá. Vytvára kryštalický hydrát kamenec draselný. Mierne rozpustíme vo vode, hydrolyzuje sa na katión hliníka. Reaguje s alkáliami, hydrátom amoniaku.

Používa sa ako moridlo na farbenie tkanín, činidlo na opaľovanie kože, koagulant na čistenie sladkej vody, zložka kompozícií na glejenie papiera, externé hemostatické činidlo v medicíne a kozmeteológii. Vzniká pri spoločnej kryštalizácii síranov hlinitých a draselných.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Síran chromitý - draselný KCr (SO 4) 2. Dvojitý oxosol. Červená (tmavofialový hydrát, technický názov kamenec chrodraselný). Pri zahrievaní sa rozkladá bez topenia. Dobre rozpustný vo vode (šedomodrá farba roztoku zodpovedá aquakomplexu 3+), hydrolyzuje na chrómovom katióne. Reaguje s alkáliami, hydrátom amoniaku. Slabé oxidačné a redukčné činidlo. Vstupuje do iónomeničových reakcií.

Kvalitatívne reakcie na ióne Cr 3+ - redukcia na Cr 2+ alebo oxidácia na žltý CrO 4 2-.

Používa sa ako opaľovací prostriedok na kožu, ako moridlo na farbenie látok, ako činidlo vo fotografii. Vzniká pri spoločnej kryštalizácii síranov trojmocného a draselného. Rovnice najdôležitejších reakcií:

Síran manganatý (II) MnS04. Oksosol. Biely, pri zapálení sa topí a rozkladá. MnSO 4 5H 2 O kryštalický hydrát - červeno-ružový, technický názov mangánový vitriol. Necháme dobre rozpustiť vo vode, svetloružová (takmer bezfarebná) farba roztoku zodpovedá aquakomplexu 2+; hydrolyzované na katióne. Reaguje s alkáliami, hydrátom amoniaku. Slabé redukčné činidlo, reaguje s typickými (silnými) oxidačnými činidlami.

Kvalitatívne reakcie na ióne Mn 2+ - komutácia s iónom MnO 4 a vymiznutie jeho purpurovej farby, oxidácia Mn 2+ na MnO 4 a objavenie sa fialovej farby.

Používa sa na získanie Mn, MnO 2 a iných zlúčenín mangánu, ako mikrohnojivo a analytické činidlo.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Potvrdenie:

2Mn02 + 2H2S04 (konc.) = 2 MnSO 4+ 02 + 2H20 (100 °C)

Síran železitý (II) FeSO 4. Oksosol. Biela (hydrát svetlozelená, technický názov atramentový kameň), hygroskopický. Pri zahrievaní sa rozkladá. Necháme dobre rozpustiť vo vode, v malej miere sa hydrolyzuje na katión. V roztoku so vzdušným kyslíkom rýchlo oxiduje (roztok zožltne a zakalí). Reaguje s oxidačnými kyselinami, zásadami, hydrátom amoniaku. Typický reštaurátor.

Používa sa ako zložka minerálnych farieb, elektrolytov pri galvanickom pokovovaní, prípravok na ochranu dreva, fungicíd, liek proti anémii. V laboratóriu sa často prijíma vo forme podvojnej soli Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( Mora soľ) odolnejšie voči vzduchu.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Potvrdenie:

Fe + H2S04 (rozdiel) \u003d FeSO4+H2

FeC03 + H2S04 (razb.) \u003d FeSO4+ CO2 + H20

7.4. Nekovy skupiny VA

Dusík. Amoniak

Dusík- prvok 2. periódy a VA-skupina Periodickej sústavy, poradové číslo 7. Elektrónový vzorec atómu je [ 2 He] 2s 2 2p 3, charakteristické oxidačné stavy 0, -III, +III a +V, menej často +II, +IV a iné; stav N v sa považuje za relatívne stabilný.

Stupnica oxidácie dusíka:

Dusík má vysokú elektronegativitu (3,07), tretí po F a O. Vykazuje typické nekovové (kyslé) ​​vlastnosti. Tvorí rôzne kyseliny, soli a binárne zlúčeniny obsahujúce kyslík, ako aj amónny katión NH 4 + a jeho soli.

V prírode - sedemnásty chemickým prvkom hojnosti (deviaty medzi nekovmi). Životne dôležitý prvok pre všetky organizmy.

dusík N2. Jednoduchá látka. Pozostáva z nepolárnych molekúl s veľmi stabilnou σππ väzbou N ≡ N, čo vysvetľuje chemickú inertnosť dusíka za normálnych podmienok. Bezfarebný plyn bez chuti a zápachu, ktorý kondenzuje na bezfarebnú kvapalinu (na rozdiel od O2).

Hlavná zložka vzduchu: 78,09 % obj., 75,52 % hm. Dusík vrie z kvapalného vzduchu skôr ako kyslík O 2 . Mierne rozpustný vo vode (15,4 ml / 1 l H 2 O pri 20 ° C), rozpustnosť dusíka je nižšia ako rozpustnosť kyslíka.

Pri izbovej teplote N 2 reaguje iba s lítiom (vo vlhkej atmosfére), pričom vzniká nitrid lítny Li 3 N, nitridy iných prvkov sa syntetizujú silným zahrievaním:

N2 + 3Mg \u003d Mg3N2 (800 °C)

Pri elektrickom výboji N2 reaguje s fluórom a vo veľmi malej miere s kyslíkom:

Reverzibilná reakcia získavania amoniaku prebieha pri 500 ° C, pod tlakom do 350 atm a vždy v prítomnosti katalyzátora (Fe / F 2 O 3 / FeO, v laboratóriu Pt):

V súlade s Le Chatelierovým princípom by malo dôjsť k zvýšeniu výťažku amoniaku so zvýšením tlaku a znížením teploty. Rýchlosť reakcie pri nízkych teplotách je však veľmi nízka, takže proces sa uskutočňuje pri 450–500 °C, pričom sa dosahuje 15% výťažok amoniaku. Nezreagovaný N2 a H2 sa vracajú do reaktora a tým zvyšujú rozsah reakcie.

Dusík je chemicky pasívny voči kyselinám a zásadám, nepodporuje horenie.

Potvrdenie v priemyslu- frakčná destilácia kvapalného vzduchu alebo chemické odstránenie kyslíka zo vzduchu, napríklad reakciou 2C (koks) + O2 \u003d 2CO pri zahrievaní. V týchto prípadoch sa získava dusík, ktorý obsahuje aj nečistoty vzácnych plynov (hlavne argónu).

AT laboratóriách malé množstvá chemicky čistého dusíka možno získať prepínacou reakciou s miernym zahrievaním:

N-III H4NIII02 (t) \u003d N20 + 2H20 (60–70 °C)

NH4CI (p) + KN02 (p) \u003d N20 + KCl + 2H20 (100 °C)

Používa sa na syntézu amoniaku, kyseliny dusičnej a iných produktov obsahujúcich dusík, ako inertné médium pre chemické a metalurgické procesy a skladovanie horľavých látok.

Amoniak NH3. Binárna zlúčenina, oxidačný stav dusíka je - III. Bezfarebný plyn s prenikavým charakteristickým zápachom. Molekula má štruktúru neúplného štvorstenu [: N(H) 3)] (sp 3 -hybridizácia). Prítomnosť dusíka v molekule NH 3 donorového páru elektrónov v hybridnom orbitáli sp 3 spôsobuje charakteristickú adičnú reakciu katiónu vodíka s tvorbou katiónu. amónny NH4+. Skvapalňuje sa pod pretlakom pri izbovej teplote. V kvapalnom stave je spojený vodíkovými väzbami. Tepelne nestabilné. Necháme dobre rozpustiť vo vode (viac ako 700 l/1 l H 2 O pri 20 °C); podiel v nasýtenom roztoku je = 34 % hmotn. a = 99 % obj., pH = 11,8.

Veľmi reaktívny, náchylný na adičné reakcie. Rozpúšťa sa v kyslíku, reaguje s kyselinami. Vykazuje redukčné (v dôsledku N-III) a oxidačné (v dôsledku H I) vlastnosti. Suší sa len oxidom vápenatým.

Kvalitatívne reakcie- vznik bieleho "dymu" pri kontakte s plynnou HCl, sčernanie kúska papiera navlhčeného roztokom Hg 2 (NO 3) 2.

Medziprodukt pri syntéze HNO 3 a amónnych solí. Používa sa pri výrobe sódy, dusíkatých hnojív, farbív, výbušnín; kvapalný amoniak je chladivo. Jedovatý.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Potvrdenie: v laboratóriách- vytesnenie amoniaku z amónnych solí pri zahrievaní so sodným vápnom (NaOH + CaO):

alebo varenie vodného roztoku amoniaku s následným sušením plynu.

AT priemyslu amoniak sa syntetizuje z dusíka (pozri) s vodíkom. Vyrába sa v priemysle buď v skvapalnenej forme alebo vo forme koncentrovaného vodného roztoku pod technickým názvom čpavková voda.

Hydrát amoniaku NH3H20. Medzimolekulové spojenie. Biele, v kryštálovej mriežke - molekuly NH 3 a H 2 O, viazané slabou vodíkovou väzbou H 3 N ... HOH. Prítomný vo vodnom roztoku amoniaku, slabá zásada (produkty disociácie - katión NH 4 - a anión OH -). Amónny katión má pravidelnú tetraedrickú štruktúru (hybridizácia sp 3). Tepelne nestabilný, pri varení roztoku sa úplne rozkladá. Neutralizované silnými kyselinami. Vykazuje redukčné vlastnosti (v dôsledku N III) v koncentrovanom roztoku. Vstupuje do reakcií iónovej výmeny a tvorby komplexov.

Kvalitatívna reakcia- tvorba bieleho "dymu" pri kontakte s plynnou HCl.

Používa sa na vytvorenie mierne zásaditého prostredia v roztoku, pri zrážaní amfotérnych hydroxidov.

1M roztok amoniaku obsahuje hlavne hydrát NH 3 H 2 O a len 0,4 % iónov NH 4 + a OH - (v dôsledku disociácie hydrátu); teda iónový "hydroxid amónny NH 4 OH" v roztoku prakticky nie je obsiahnutý, takáto zlúčenina nie je ani v tuhom hydráte. Rovnice najdôležitejších reakcií:

NH3H20 (konc.) = NH3 + H20 (var s NaOH)

NH3H20 + HCl (rozdiel) \u003d NH4Cl + H20

3(NH3H20) (konc.) + CrCl3 = Cr(OH)3↓ + 3NH4Cl

8 (NH3H20) (konc.) + 3Br2 (p) \u003d N2 + 6NH4Br + 8H20 (40–50 °C)

2(NH3H20) (konc.) + 2KMn04 \u003d N2 + 2Mn02↓ + 4H20 + 2KOH

4(NH3H20) (konc.)+ Ag20 = 2OH + 3H20

4 (NH3H20) (konc.) + Cu (OH)2 + (OH)2 + 4H20

6(NH3H20) (konc.) + NiCl2 = Cl2 + 6H20

Často sa nazýva zriedený roztok amoniaku (3-10%) amoniak(názov vymysleli alchymisti) a koncentrovaný roztok (18,5–25 %) - čpavková voda(vyrábané priemyslom).

Podobné informácie.

Oxid sírový (oxid siričitý, oxid siričitý, oxid siričitý) je bezfarebný plyn, ktorý má za normálnych podmienok ostrý charakteristický zápach (podobný vôni zapálenej zápalky). Pod tlakom pri izbovej teplote skvapalňuje. Oxid siričitý je rozpustný vo vode a vytvára nestabilnú kyselinu sírovú. Táto látka je tiež rozpustná v kyseline sírovej a etanole. Toto je jedna z hlavných zložiek, ktoré tvoria sopečné plyny.

1. Oxid siričitý sa rozpúšťa vo vode za vzniku kyseliny sírovej. Za normálnych podmienok je táto reakcia reverzibilná.

SO2 (oxid siričitý) + H2O (voda) = H2SO3 (kyselina sírová).

2. S alkáliami tvorí oxid siričitý siričitany. Napríklad: 2NaOH (hydroxid sodný) + SO2 (oxid siričitý) = Na2SO3 (siričitan sodný) + H2O (voda).

3. Chemická aktivita oxidu siričitého je pomerne vysoká. Najvýraznejšie redukčné vlastnosti oxidu siričitého. Pri takýchto reakciách sa oxidačný stav síry zvyšuje. Napríklad: 1) SO2 (oxid siričitý) + Br2 (bróm) + 2H2O (voda) = H2SO4 (kyselina sírová) + 2HBr (bromovodík); 2) 2SO2 (oxid siričitý) + O2 (kyslík) = 2SO3 (siričitan); 3) 5SO2 (oxid siričitý) + 2KMnO4 (manganistan draselný) + 2H2O (voda) = 2H2SO4 (kyselina sírová) + 2MnSO4 (síran manganatý) + K2SO4 (síran draselný).

Posledná reakcia je príkladom kvalitatívnej reakcie na SO2 a SO3. dochádza k fialovému sfarbeniu).

4. V prítomnosti silných redukčných činidiel môže oxid siričitý vykazovať oxidačné vlastnosti. Napríklad na extrakciu síry z odpadových plynov v hutníckom priemysle sa používa redukcia oxidu siričitého oxidom uhoľnatým (CO): SO2 (oxid siričitý) + 2CO (oxid uhoľnatý) = 2CO2 + S (síra).

Na získanie kyseliny fosforečnej sa využívajú aj oxidačné vlastnosti tejto látky: PH3 (fosfín) + SO2 (sírový plyn) = H3PO2 (kyselina fosforečná) + S (síra).

Kde sa používa oxid siričitý?

Oxid siričitý sa používa hlavne na výrobu kyseliny sírovej. Používa sa aj pri výrobe nízkoalkoholických nápojov (víno a iné nápoje strednej cenovej kategórie). Kvôli vlastnosti tohto plynu zabíjať rôzne mikroorganizmy sú ním sklady a sklady zeleniny fumigované. Okrem toho sa oxid sírový používa na bielenie vlny, hodvábu, slamy (tých materiálov, ktoré sa nedajú bieliť chlórom). V laboratóriách sa oxid siričitý používa ako rozpúšťadlo a na získanie rôznych solí kyseliny sírovej.

Fyziologický vplyv

Oxid siričitý má silné toxické vlastnosti. Príznaky otravy sú kašeľ, nádcha, zachrípnutie hlasu, zvláštna chuť v ústach, silná bolesť hrdla. Inhalácia oxidu siričitého vo vysokých koncentráciách spôsobuje ťažkosti s prehĺtaním a dusením, poruchy reči, nevoľnosť a vracanie a môže sa vyvinúť akútny pľúcny edém.

MAC pre kyslý plyn:
- v interiéri - 10 mg/m³;
- priemerné denné maximum jednorazovo v atmosférickom vzduchu - 0,05 mg/m³.

Citlivosť na oxid siričitý sa líši medzi jednotlivcami, rastlinami a zvieratami. Napríklad spomedzi stromov sú najodolnejšie dub a breza a najmenej smrek a borovica.

DEFINÍCIA

sírovodík Je to bezfarebný plyn s charakteristickým zápachom hnijúceho proteínu.

Je o niečo ťažší ako vzduch, skvapalňuje pri -60,3 o C a tuhne pri -85,6 o C. Na vzduchu horí sírovodík modrastým plameňom, pričom vzniká oxid siričitý a voda:

2H2S + 302 \u003d 2H20 + 2S02.

Ak sa do sírovodíkového plameňa vloží nejaký studený predmet, napríklad porcelánová šálka, teplota plameňa výrazne klesne a sírovodík sa oxiduje len na voľnú síru, ktorá sa usadzuje na šálke vo forme žltého povlaku:

2H2S + 02 \u003d 2H20 + 2S.

Sírovodík je vysoko horľavý; jeho zmes so vzduchom exploduje. Sírovodík je veľmi toxický. Dlhodobé vzdychanie vzduchu obsahujúceho tento plyn, dokonca aj v malých množstvách, spôsobuje ťažkú ​​otravu.

Pri 20 °C jeden objem vody rozpustí 2,5 objemu sírovodíka. Roztok sírovodíka vo vode sa nazýva sírovodíková voda. Pri státí na vzduchu, najmä na svetle, sa sírovodíková voda od uvoľnenej síry čoskoro zakalí. K tomu dochádza v dôsledku oxidácie sírovodíka vzdušným kyslíkom.

Získanie sírovodíka

Pri vysokých teplotách síra reaguje s vodíkom za vzniku sírovodíka.

V praxi sa sírovodík zvyčajne získava pôsobením zriedených kyselín na kovy síry, napríklad na sulfid železa:

FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S.

Čistejší sírovodík možno získať hydrolýzou CaS, BaS alebo A12S3. Najčistejší plyn sa získava priamou reakciou vodíka a síry pri 600°C.

Chemické vlastnosti sírovodíka

Roztok sírovodíka vo vode má vlastnosti kyseliny. Sírovodík je slabá dvojsýtna kyselina. Disociuje sa v krokoch a hlavne v prvom kroku:

H2S↔H+ + HS - (Ki \u003d 6 x 10-8).

Disociácia na druhom stupni

HS - ↔H++ S 2- (K 2 \u003d 10 -14)

prebieha vo veľmi malej miere.

Sírovodík je silné redukčné činidlo. Pôsobením silných oxidačných činidiel sa oxiduje na oxid siričitý alebo na kyselinu sírovú; hĺbka oxidácie závisí od podmienok: teplota, pH roztoku, koncentrácia oxidačného činidla. Napríklad reakcia s chlórom zvyčajne vedie k tvorbe kyseliny sírovej:

H2S + 4CI2 + 4H20 \u003d H2S04 + 8HCl.

Stredné soli sírovodíka sa nazývajú sulfidy.

Použitie sírovodíka

Použitie sírovodíka je pomerne obmedzené, čo je spôsobené predovšetkým jeho vysokou toxicitou. V laboratórnej praxi našiel uplatnenie ako zrážadlo ťažkých kovov. Sírovodík slúži ako surovina na výrobu kyseliny sírovej, elementárnej síry a sulfidov

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

PRÍKLAD 2

- (sírovodík) H2S, bezfarebný plyn so zápachom po skazených vajciach; teplota topenia 85,54 °C, teplota varu 60,35 °C; pri 0 .C skvapalňuje pod tlakom 1 MPa. Redukčné činidlo. Vedľajší produkt rafinácie ropy, koksovania uhlia atď.; vzniká rozkladom... Veľký encyklopedický slovník

sírovodík- (H2S), bezfarebný, jedovatý plyn so zápachom po skazených vajciach. Vzniká počas rozkladných procesov, nachádza sa v surovej rope. Získava sa pôsobením kyseliny sírovej na sulfidy kovov. Používa sa v tradičnej KVALITATÍVNEJ ANALÝZE. Vlastnosti: teplota ... ... Vedecko-technický encyklopedický slovník

sírovodík- Sírovodík, sírovodík, pl. nie, manžel. (chem.). Plyn, ktorý vzniká pri rozklade bielkovinových látok, vyžaruje zápach skazených vajec. Vysvetľujúci slovník Ushakov. D.N. Ušakov. 1935 1940 ... Vysvetľujúci slovník Ushakov

sírovodík- Sírovodík, ach, manžel. Bezfarebný plyn so štipľavým nepríjemným zápachom, ktorý vzniká rozkladom bielkovín. | adj. sírovodík, oh, oh. Vysvetľujúci slovník Ozhegov. S.I. Ozhegov, N.Yu. Švedova. 1949 1992 ... Vysvetľujúci slovník Ozhegov

sírovodík- n., počet synoným: 1 plyn (55) ASIS Slovník synonym. V.N. Trishin. 2013... Slovník synonym

sírovodík- bezfarebný jedovatý plyn H2S s nepríjemným špecifickým zápachom. Má mierne kyslé vlastnosti. 1 liter C. pri t 0 ° C a tlaku 760 mm je 1,539 g Nachádza sa v olejoch, v prírodných vodách, v plynoch biochemického pôvodu, ako ... ... Geologická encyklopédia

sírovodík- Sírovodík, H2S (molekulová hmotnosť 34,07), bezfarebný plyn s charakteristickým zápachom po skazených vajciach. Liter plynu za normálnych podmienok (0°, 760 mm) váži 1,5392 g. Teplota varu 62°, topenie 83°; S. je súčasťou plynných sekrétov ... ... Veľká lekárska encyklopédia

sírovodík- — Biotechnologické témy EN sírovodík … Technická príručka prekladateľa

sírovodík- SIROVODÍK, a, m Bezfarebný plyn s ostrým nepríjemným zápachom, ktorý vzniká pri rozklade bielkovinových látok a predstavuje kombináciu síry s vodíkom. Sírovodík sa nachádza v niektorých minerálnych vodách a liečebných bahnách a používa sa ... ... Výkladový slovník ruských podstatných mien

knihy

• Ako prestať fajčiť! (DVD), Pelinsky Igor, "Nie je nič jednoduchšie ako prestať fajčiť - prestal som fajčiť už tridsaťkrát" (Mark Twain). Prečo ľudia začínajú fajčiť? Relaxovať, relaxovať, zbierať myšlienky, zbaviť sa stresu alebo... Kategória: Psychológia. Podnikanie Séria: Cesta k zdraviu a dokonalosti Vydavateľstvo: Owl-Film, Kúpiť za 275 rubľov
• Vestimentifera - Intestinal Invertebrates of the Deep Sea , V. V. Malakhov , Monografia je venovaná novej skupine obrích (do 2,5 m) hlbokomorských živočíchov žijúcich v oblastiach hlbokomorskej hydrotermálnej aktivity a studených priesakov uhľovodíkov. Väčšina… Kategória: Medicína Vydavateľ: Zväz vedeckých publikácií KMK, Kúpiť za 176 rubľov elektronická kniha(fb2, fb3, epub, mobi, pdf, html, pdb, lit, doc, rtf, txt)

Kyselina sírová je jedným z hlavných mnohotonážnych produktov chemického priemyslu. Používa sa v rôznych odvetviach národného hospodárstva, pretože má súbor špeciálnych vlastností, ktoré uľahčujú jeho technologické využitie. Kyselina sírová nedymí, nemá farbu, zápach a pri bežných teplotách je v tekutom stave. V koncentrovanej forme nekoroduje železné kovy. Kyselina sírová zároveň patrí medzi silné minerálne kyseliny, tvorí početné stabilné soli a je lacná. Bezvodá kyselina sírová (monohydrát) H2SO4 je ťažká olejovitá kvapalina, ktorá sa mieša s vodou vo všetkých pomeroch za uvoľňovania veľkého množstva tepla.

Spracovateľské suroviny: pyrit sírový, elementárna síra, sírovodík, sulfidy kovov ako napr pyrit meďnatý CuFeS 2 , medený lesk CuS 2 sírany:sadra CaSO 4 2H 2 O, anhydrit CaSO 4 , mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O atď.

Výroba plynnej síry zo sírovodíka extrahovaného pri čistení horľavých a procesných plynov je založená na procese čiastočnej oxidácie na pevnom katalyzátore. Prebiehajú nasledujúce reakcie:

H2S + 1,502 \u003d S02 + H20;

2H2S + S02 \u003d 2H20 + 1,5S 2.

Značné množstvá síry možno získať z vedľajších produktov výroby neželezných kovov, ako je meď:

2FeS 2 \u003d 2FeS + S 2;

S02 + C \u003d S + C02;

CS2 + S02 \u003d 1,5S2 + C02;

2COS + SO2 \u003d 1,5S2 + 2CO2

Získavanie oxidu siričitého spaľovaním síry, sírovodíka a iných druhov surovín

Spálením 1 mólu síry sa spotrebuje 1 mól kyslíka. V tomto prípade sa získa 1 mól oxidu siričitého:

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

Preto pri spaľovaní síry vo vzduchu obsahujúcom 21 % kyslíka je možné (teoreticky) získať 21 % oxidu siričitého. Výťažnosť oxidu siričitého je tu vyššia ako pri spaľovaní pyritov a zinkovej zmesi. Spaľovaním síry pri výrobe kyseliny sírovej sa získava najpriaznivejší pomer SO2 a kyslíka. Ak sa síra spaľuje s miernym prebytkom vzduchu, možno získať oxid siričitý s vysokým obsahom SO2. V tomto prípade sa však teplota vyvinie až na 1300 ° C, čo vedie k zničeniu obloženia pece; to obmedzuje produkciu plynu s vysokou koncentráciou SO2 zo síry.

Sírovodík horí za vzniku SO2 a H20:

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

Výsledná vodná para vstupuje do kontaktného zariadenia so zmesou plynov az nej na absorpciu.

Z technologického hľadiska je výroba kyseliny sírovej z pyritu železitého najzložitejším procesom a pozostáva z niekoľkých po sebe nasledujúcich etáp.

Schematický diagram tejto výroby je znázornený na obrázku.

1 – výroba pražiaceho plynu: 1 – pyritové praženie, 2 – ochladzovanie plynu v kotli na odpadové teplo, 3 – všeobecné čistenie plynu, 4 – špeciálne čistenie plynu; 11 - kontaktovanie: 5 - ohrev plynu vo výmenníku tepla, 6 - kontaktovanie; 111 - absorpcia: 7 - absorpcia oxidu sírového (6) a tvorba kyseliny sírovej.

Oxid siričitý S02 je bezfarebný plyn, 2,3-krát ťažší ako vzduch, so štipľavým zápachom. Po rozpustení vo vode sa vytvorí slabá a nestabilná kyselina sírová SO2 + H2O \u003d H2SO3.

2. Uhlie. Získanie koksu.

Koksovanie uhlia

Značná časť uhlia je podrobená vysokoteplotnému (pyrogenetickému) chemickému spracovaniu. Účelom takéhoto spracovania je výroba cenných sekundárnych produktov, ktoré sa ďalej využívajú ako palivo a medziprodukty pre organickú syntézu. Podľa účelu a podmienok sú procesy pyrogenetického spracovania uhlia rozdelené do troch typov: pyrolýza, splyňovanie, hydrogenácia.

Pyrolýza alebo suchá destilácia je proces ohrevu tuhého paliva bez prístupu vzduchu za účelom získania plynných, kvapalných a pevných produktov na rôzne účely. Existovať vysokoteplotná pyrolýza (koksovanie) a nízkoteplotná pyrolýza (polokoksovanie).

polokarbonizácia uskutočňované pri 500–580 o C s cieľom získať umelé kvapalné a plynné palivá. Produkty polokoksu sú suroviny pre organickú syntézu, živica (zdroj motorových palív), rozpúšťadlá, monoméry a polokoks používané ako lokálne palivo a prísada do vsádzky do koksovania.

Procesy hydrogenácia a splyňovanie sa používajú na získavanie kvapalných produktov z uhlia, používaného ako motorové palivo, a horľavých plynov.

Koksovanie uhlia vykonávané pri teplote 900 - 1200 °C za účelom získania koksu, horľavých plynov a surovín pre chemický priemysel.

Podniky, ktoré vykonávajú koksovanie uhlia, sa nazývajú koksochemické podniky. Existujú samostatné koksovne s celým cyklom výroby koksu, ktoré sa nachádzajú oddelene od hutníckych podnikov, a koksovne ako súčasť hutníckych závodov.

Bloková schéma výroby koksu je znázornená na obrázku.

Uhlie

príprava uhlia

uhoľná náplň

koks

Koksovanie

HydrogenOKG

PKG Cola do skladu

Chladenie a separácia

So KUS

Pretaktovanie

Pretaktovanie

Jednotlivé arény Factions KUS

Neutralizácia

na spracovanie

Kyselina sírová

Síran amónny

Obr Štrukturálna schéma výroby koksu

Diagram znázorňuje: OKG - reverzný koksárenský plyn; PCG - priamy koksárenský plyn; KUS - uhoľný decht; SB - surový benzén.

Koksovanie je podľa fyzikálno-chemickej podstaty zložitý dvojfázový endotermický proces, pri ktorom dochádza k termofyzikálnym premenám koksovaných surovín a sekundárnym reakciám za účasti organických medziproduktov prvého stupňa koksovania. Koksovanie uhlia prebieha vo vsádzkových koksovacích peciach, v ktorých sa teplo prenáša do vsádzky koksovaného uhlia cez stenu reaktora.

3. Získanie kyseliny chlorovodíkovej. Kyselina chlorovodíková(chlorovodíková, chlorovodíková, chlorovodíková) - HCl, roztok chlorovodíka vo vode; silná jednosýtna kyselina. Bezfarebná (technická kyselina chlorovodíková je žltkastá v dôsledku nečistôt Fe, Cl 2 atď.), "dymiaca" na vzduchu, žieravá kvapalina. Maximálna koncentrácia pri 20 °C je 38 % hmotn., hustota takéhoto roztoku je 1,19 g/cm³. Molová hmotnosť 36,46 g/mol. Soli kyseliny chlorovodíkovej sa nazývajú chloridy. Zvážte hlavné použitia kyseliny:

Hutníctvo. Technická kyselina chlorovodíková používa sa na čistenie kovov pri cínovaní a spájkovaní. Tiež kyselina chlorovodíková používa sa pri výrobe mangánu, železa a iných látok.

Elektrotyp. V tomto smere kyselina chlorovodíková technická pôsobí ako aktívne médium pri leptaní a morení.

Potravinársky priemysel. Všetky druhy regulátorov kyslosti, napríklad E507, majú vo svojom zložení kyselinu. Áno, a sódová (seltzer) voda je ťažké si predstaviť bez takej látky, ako je kyselina chlorovodíková.

Liek. V tejto oblasti sa samozrejme nepoužíva kyselina chlorovodíková technická a purifikovaných analógov však stále prebieha podobný jav. Hovoríme najmä o pridávaní látky do žalúdočnej šťavy pri nedostatočnej kyslosti.

V adiabatickej absorpčnej kolóne sa kyselina chlorovodíková získava v zníženej koncentrácii, ale bez organických nečistôt. Kyselina so zvýšenou koncentráciou HCl sa vyrába v izotermickej absorpčnej kolóne pri zníženej teplote. Stupeň extrakcie HCl z odpadových plynov pri použití zriedených kyselín ako absorbentov je 90-95 %. Keď sa ako absorbent použije čistá voda, regenerácia je takmer úplná.

4. Priama syntéza koncentrovanej kyseliny dusičnej.

Priama syntéza HNO 3 je založená na interakcii kvapalných oxidov dusíka s vodou a plynným kyslíkom pod tlakom do 5 MPa podľa rovnice

2N204 + 02 + 2H20 -> 4HN03

100% oxid dusičitý pri atmosférickom tlaku a teplote 21,5°C úplne prejde do kvapalného stavu. Pri oxidácii amoniaku sa vzniknutý NO oxiduje na NO 2, ktorého obsah v plynnej zmesi je asi 11 %. Oxid dusičitý v takejto koncentrácii nie je možné previesť do kvapalného stavu pri atmosférickom tlaku, preto sa na skvapalňovanie oxidov dusíka používa zvýšený tlak.

Koncentrácia kyseliny dusičnej s prostriedkami odstraňujúcimi vodu. Nie je možné získať koncentrovanú kyselinu dusičnú destiláciou zriedenej kyseliny. Pri varení a destilácii zriedenej kyseliny dusičnej sa môže odpariť len na obsah 68,4 % HNO 3 (azeotropná zmes), potom sa zloženie destilovanej zmesi nemení.

V priemysle sa destilácia zriedených vodných roztokov kyseliny dusičnej uskutočňuje v prítomnosti látok odstraňujúcich vodu (koncentrovaná kyselina sírová, kyselina fosforečná, koncentrované roztoky dusičnanov atď.). Použitie látok odstraňujúcich vodu umožňuje znížiť obsah vodnej pary nad vriacou zmesou a zvýšiť obsah pár kyseliny dusičnej, ktorej kondenzáciou vzniká 98 % HNO 3 .

Technologická schéma koncentrácie kyseliny dusičnej pomocou kyseliny sírovej:

Obrázok - Schéma koncentrácie zriedenej kyseliny dusičnej v prítomnosti kyseliny sírovej:

1, 4 - tlakové nádoby na kyselinu dusičnú a sírovú; 2 - kontrolné svetlá; 3 – odparovač zriedenej kyseliny dusičnej; 5 - box na reguláciu prívodu kyseliny; 6 - koncentračná kolóna; 7 - chladič chladničky; 8 - chladnička kyseliny cirkulujúcej vo veži; 9 - ventilátor: 10 - absorpčná veža; 11 - zber; 12 - čerpadlo; 13 - chladnička na koncentrovanú kyselinu dusičnú, 14 - chladnička na použitú kyselinu sírovú

Zriedená kyselina dusičná z tlakovej nádoby 1 sa privádza do kolóny 6 cez dva paralelne zapojené prietokomery 2. Jeden prúd kyseliny ide do výparníka 3 a privádza sa ako zmes kvapaliny a pary na 10. platňu kolóny 6, druhý prúd bez ohrevu vstupuje do nadložnej dosky.

Kyselina sírová z tlakovej nádoby 4 cez regulátor 5 sa privádza do hornej časti kolóny 6 nad vstupom studeného prúdu kyseliny dusičnej. Do spodnej časti kolóny sa privádza živá para, pri zahriatí sa z ternárnej zmesi začne odparovať kyselina dusičná.

Pary kyseliny dusičnej s teplotou 70 – 85 °C stúpajúce nahor vychádzajú cez armatúru v hlave kolóny a vstupujú do chladiča-kondenzátora 7. Tieto pary obsahujú nečistoty oxidov dusíka a vodu.

V chladničke-kondenzátore pary kyseliny dusičnej pri teplote asi 30 °C kondenzujú za vzniku 98–99 % HNO 3, pričom oxidy dusíka sú touto kyselinou čiastočne absorbované. Koncentrovaná kyselina dusičná obsahujúca oxidy dusíka sa posiela na dve horné dosky a prechádza cez ne postupne a oxidy sa vyfukujú z roztoku parami kyseliny dusičnej vstupujúcimi do kondenzátora 7. Neskondenzované pary kyseliny dusičnej a uvoľnené oxidy dusíka sa posielajú na absorpciu do veža 10, zavlažovaná vodou. Výsledná 50 % kyselina vstupuje do zberu 11 a opäť sa posiela do koncentrácie. Koncentrovaná kyselina dusičná sa po ochladení posiela do skladu hotových výrobkov.

Použitá kyselina sírová obsahujúca 65–85 % H 2 SO 4 sa posiela na koncentráciu. Pri koncentrácii kyseliny dusičnej s použitím 92–93 % kyseliny sírovej sa jej spotreba výrazne zníži, keď sa na zahustenie dodá 59–60 % HNO 3 namiesto 48–50 %. Preto je v niektorých prípadoch výhodné vopred zahustiť 50 % HNO 3 na 60 % jednoduchým odparením.

Veľkou nevýhodou zahusťovania kyseliny dusičnej kyselinou sírovou je vysoký obsah pár H 2 SO 4 a hmly vo výfukových plynoch po elektrostatických odlučovačoch (0,3–0,8 g/m 3 plynu). Preto sa kyselina sírová nahrádza napríklad dusičnanom horečnatým alebo zinočnatým.

5. Získavanie keramiky.

Keramika - rozsiahla skupina dielektrických materiálov v zložení, spojených spoločným technologickým cyklom. V súčasnosti sa pod slovom keramika pri výrobe výrobkov, od ktorých sa vyžaduje vysokoteplotný výpal, rozumie nielen hlinitý, ale aj iný anorganický materiál s podobnými vlastnosťami. Zdrojové materiály. Na výrobu keramických výrobkov sa používajú rôzne prírodné a umelé materiály.

Umelé a prírodné materiály - oxidy, soli sa líšia kvantitatívnym a kvalitatívnym obsahom nečistôt cudzích oxidov a v súlade s tým sa bežne označujú písmenami: Ch (čistý), ChDA (čistý na analýzu), HCh (chemicky čistý) , atď. Pôvodné suroviny tiež rozlišujte podľa fyzikálnych a chemických parametrov (veľkosť a tvar častíc, špecifický povrch, aktivita atď.).

Surovinou na výrobu rádio- a piezokeramiky je veľké množstvo rôznych solí a oxidov: kaolíny, íly, živce, materiály s obsahom kremíka, mastenec - prírodné plastové materiály; umelé neplastové materiály vyrábané v priemysle - technický oxid hlinitý a korund, oxid zirkoničitý a oxid titaničitý, oxid berylnatý, uhličitany bária a stroncia.

Íly a kaolíny pozostávajú hlavne z hydroaluminosilikátov (Al 2 O 3 * 2SiO 2 * H 2 O) a nečistôt solí železa, oxidov a solí alkalických kovov a kovov alkalických zemín. Zo živcov sú na výrobu keramiky najvhodnejšie draselno-sodné živce (K 2 O * Al 2 O 3 * 6 SiO 2; Na 2 O * Al 2 O 3 * 6 SiO 2). Základom materiálov s obsahom kremíka a kremeňa je oxid kremičitý (SiO 2), ktorý môže obsahovať rôzne prísady (oxidy železa, íly, živce a pod.) Zloženie mastencov je rôznorodé: od 3MgO * 4SiO 2 * H2O až po 4 MgO * 5SiO 2 * H2O, nečistoty v nich Fe 2 O 3, Al 2 O 3, CaO, Na 2 O, Cr 2 O atď. Najnežiaducimi nečistotami vo všetkých prírodných plastových materiáloch sú soli železa.

Tieto prírodné plastové materiály sa používajú na zlepšenie plastických vlastností lisovacích hmôt na formovanie výrobkov a ako sklotvorné prísady v rádiokeramike. Mastenec je základom takých typov rádiokeramiky, ako je steatit a forsterit.

Technický oxid hlinitý a korund získaný chemickým spracovaním prírodných surovín - minerálu bauxitu a jeho kalcináciou na 1100–1200 0 С. Oxid zirkoničitý (Zr 2 O 2), titán (TiO 2), cín (SnO 2), oxidy berýlia (B 2 O) , stroncium (SrO), zinok (ZnO), olovo (PbO), horčík (MgO) sa získavajú pôsobením na surovinu prostredníctvom komplexu chemických a tepelných interakcií.

Získanie keramiky. Podľa štruktúry je keramika komplexný systém pozostávajúci z troch hlavných fáz: kryštalickej, sklovitej a plynnej. Kryštalická fáza (základná) je chemická zlúčenina alebo tuhý roztok, určuje charakteristické vlastnosti keramického materiálu; sklovitá fáza je v keramickom materiáli vo forme medzivrstiev medzi kryštalickou zložkou alebo izolovanými mikročasticami a pôsobí ako spojivo; plynná fáza sú plyny obsiahnuté v póroch keramiky. Póry zhoršujú vlastnosti keramiky najmä pri vysokej vlhkosti.

Vlastnosti keramiky závisia od zloženia zmesi (chemický a percentuálny pomer látok), spôsobu spracovania.

Keramika môže byť vyrobená jednoduchým alebo dvojitým vypaľovaním. To má svoje výhody aj nevýhody.

Pri výrobe keramiky sú bežné nasledujúce technologické postupy výroby piezokeramiky, založené na:

1) mechanické miešanie východiskových materiálov vo forme práškov oxidov a kovových solí, zodpovedajúce chemickému zloženiu vyrábaného materiálu;

2) tepelný rozklad kovových solí;

3) spoločné zrážanie uhličitanov, solí príslušných kovov alebo ich hydrátov.

Východiskovým materiálom pre výrobu rádiovej piezokeramiky a feritov sú oxidy a soli kovov. Hlavné fázy technologického procesu sú nasledovné.

Množina východiskových látok je určená danými magnetickými a elektrickými vlastnosťami výrobkov, geometrickým tvarom a rozmermi.

Rozbor východiskových oxidov a solí sa vykonáva za účelom stanovenia ich fyzikálno-chemických vlastností, druhu a množstva nečistôt, veľkosti a tvaru častíc, aktivity, t.j. schopnosť reagovať s inými zložkami zmesi atď.

Výpočet hmotnosti a pomeru počiatočných zložiek sa vykonáva na základe chemického vzorca materiálu. A potom sa v súlade s výpočtom odvážia počiatočné komponenty.

Mletie alebo rozpúšťanie a miešanie sa vykonáva s cieľom získať zmes, ktorá je homogénna v chemickom zložení a veľkosti častíc. Tieto operácie sa vykonávajú buď s kvapalinou (vodou), alebo bez vody, t.j. vykonávať mokré (šmykové) alebo suché brúsenie. Mokré brúsenie končí sušením.

Operácia briketovania (granulácie) je potrebná na získanie kompaktnejšej formy výslednej zmesi (vsádzky) a úplnejšej reakcie počas ďalšej operácie. Získavajú sa tu brikety, tablety alebo granule.

Predbežné vypaľovanie zmesi sa vykonáva pre čiastočné alebo úplné difúzne procesy medzi oxidmi, aby sa zmenili na keramický materiál (keramická syntéza) a znížilo sa zmršťovanie pri konečnom vypálení.

Sekundárne mletie a miešanie brikiet, tabliet alebo granúl sa vykonáva s cieľom získať produkty s jednotnými vlastnosťami, kompletnými difúznymi procesmi a poskytnúť možnosť tvorby produktu. Operácia sa vykonáva vo vode alebo bez vody, a preto sa po jej ukončení, ako v prvom prípade, výsledná zmes vysuší.

Na zlepšenie tvorby práškov sa do nich zavádzajú zmäkčovadlá (spojivá, lubrikanty), ktoré zlepšujú priľnavosť jednotlivých častíc. Zavedenie zmäkčovadiel umožňuje získať rôzne hmoty: na lisovanie - lisovacie prášky, na odlievanie - sliz a na tvarovanie z plastových hmôt - plastické hmoty.

Hlavnými spôsobmi formovania sú lisovanie, lisovanie z plastických hmôt, liatie sklzu.

Lisované výrobky sa podrobujú vysokoteplotnému spekaniu, pri ktorom sa získa komplex určitých magnetických, elektrických, mechanických vlastností a fyzikálno-mechanických charakteristík zodpovedajúcich danému materiálu (rádio-, piezokeramika, ferit).

6. Získanie hydroxidu sodného. Hydroxid sodný možno priemyselne vyrábať chemickými a elektrochemickými metódami.