水化学における硫黄の溶解度。硫黄の物理的および化学的性質

遊離状態では、硫黄は黄色の結晶固体です。硫黄は、同素性の現象によって特徴付けられます。いくつかの単純な物質の形で存在します - 同素体修飾。硫黄の同素体修飾は、斜方晶系 (最も安定)、単斜晶系、可塑性です。斜方晶系変態の硫黄分子は 8 つの原子で構成されます。

硫黄は p 元素のファミリーに属します。硫黄の電子配置は 3s 2 3p 4 です。硫黄は、「-2」、「+4」、「+6」の 3 つの酸化状態が存在することが特徴です。

硫黄を得るには、ヴァッケンローダー反応 (1) を使用するか、硫化水素の不完全酸化によって硫黄を取得します (2)。

2H 2 S + SO 2 = 3S↓ + 2H 2 O (1)

H 2 S + O 2 = 2S↓ + 2H 2 O (2)

いくつかの酸化状態が存在するため、硫黄は酸化 (金属との反応) と還元 (強力な酸化剤との反応) の両方の特性を示すことができます。

Fe 0 -2e = Fe 2+ - 酸化プロセス (還元剤)

S 0 +2e = S 2- - 還元過程（酸化剤）

S 0 – 4e = S 4+ - 酸化プロセス (還元剤)

O 2 0 + 2e = 2O 2- - 還元過程（酸化剤）

硫黄は、酸の濃縮溶液（酸に溶解）およびアルカリ（不均化）と相互作用します。

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O

3S + NaOH = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

硫化水素。硫化水素酸。硫化物

硫黄を水素で加熱すると可逆反応が起こり、その結果として硫化水素が放出されます。硫化水素は腐った卵のような臭いがする無色のガスで、有毒で水に溶けにくいものです。

S + H 2 ↔ H 2 S

ただし、この反応での硫化水素の収量は少ないため、硫化水素を得るには、硫化物 (硫化水素酸の塩) に対する希酸の反応が最もよく使用されます。

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

硫化水素の水溶液は非常に弱い酸であり、その解離は 2 段階で起こります。

H 2 S↔H + + HS —

HS - ↔ H + + S 2-

この点において、水硫化物酸は、中程度の硫化物（酸残基 - S 2 -）と酸性水硫化物（酸残基 - HS -）の 2 種類の塩を形成する能力によって特徴付けられます。

硫化水素酸は強力な還元剤です。この物質の一部である硫黄は最も酸化状態が低く、酸化状態を「+4」または「+6」まで高めることができるため、反応生成物の組成は酸化剤の強度と量によって決まります。

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

H 2 S + 3H 2 SO 4 = 4SO 2 + 4H 2 O

H 2 S + 4Br 2 = S + 3HBr

硫化物は弱酸によって形成される塩であり、加水分解する能力を特徴としています。鉄の左側の活性系列に位置する金属の硫化物は、強酸に可溶です。

ZnS + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 S

H 2 S および水溶性硫化物に対する定性的な反応は次のとおりです。

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS↓ + 2HNO 3

S 2- + Pb 2+ = PbS↓ (黒色沈殿物)

酸化硫黄(IV)。亜硫酸

酸化状態「+4」では、硫黄は酸に相当する酸化物を形成します。酸化硫黄 (IV) はガス状物質 (二酸化硫黄) で、無色ですが刺激臭があり、水によく溶けます。

酸化硫黄(IV)を製造するには工業的方法と実験室的方法があります。したがって、産業（1）では硫化物を焙煎することによって得られ、実験室（2）では亜硫酸塩に対する強酸の作用によって得られます。

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (1)

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + H 2 O (2)

酸化硫黄 (IV) の水溶液では、いくつかの化学平衡が同時に存在する可能性があります。

H 2 O + SO 2 ↔ H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 — ↔ 2H + + SO 3 2-

得られる亜硫酸 (H 2 SO 3) は二塩基性であるため、中程度の亜硫酸塩 (酸残基 SO 3 2) と酸性のヒドロ亜硫酸塩 (酸残基 HSO 2 -) の 2 種類の塩を形成できます。

酸化硫黄 (IV)、亜硫酸およびその塩は、酸塩基反応 (1)、酸化反応 (2)、および還元反応 (2) の 3 つのグループに分類できる化学的性質によって特徴付けられます。

Ca(OH) 2 + SO 2 = CaSO 3 ↓ + H 2 O (1)

Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = Na 2 SO 4 + 2HCl (2)

SO 2 + C= S↓ + CO 2 (3)

SO 2 および亜硫酸塩に対する定性的反応 - 過マンガン酸カリウム溶液の変色:

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4

酸化硫黄(VI)。硫酸

酸化硫黄 (VI) は、触媒 (V 2 O 5) の存在下で酸化硫黄 (IV) を酸素で酸化することによって得られる無色の液体です。

2SO2 + O2 ↔ 2SO3

酸化硫黄 (VI) は、水 (硫酸が生成) および 100% 硫酸 (発煙硫酸が生成) によく溶けます。

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

硫酸は重くて粘稠な液体で、どのような割合でも水とよく混ざります。硫酸水溶液は強酸です。 H 2 SO 4 は二塩基酸であるため、中程度の硫酸塩 (酸残基 SO 4 2-) と酸性のヒドロ亜硫酸塩 (酸残基 HSO 4 -) の 2 種類の塩を形成できます。

金属と相互作用すると (水素の前後の一連の活動の両方)、硫酸は酸化硫黄 (IV) に還元されます。

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 +2H 2 O

Cu +2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O

希硫酸は、水素よりも前に、次の活性系列の金属のみを酸化します。

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

硫酸および可溶性硫酸塩に対する定性的な反応では、硫酸バリウムの沈殿物が形成されます。この沈殿物はアルカリや酸に不溶の白色の沈殿物です。

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓

問題解決の例

例 1

例 2

エクササイズ

硫黄が濃硝酸と反応すると（質量分率60％、溶液密度1.27g、ml）、体積67.2リットル（n.s.）の硫酸と窒素酸化物（II）が生成しました。反応した硫黄の質量と硝酸溶液の体積を計算します。

解決

反応方程式を書いてみましょう。

S + 2HNO3 = 2NO + H2SO4

窒素酸化物の量を求めてみましょう。

ほくろ。

硫黄の質量を計算してみましょう。

室温では、硫黄は水銀とのみ反応します。温度が上昇すると、その活性は著しく増加します。硫黄は加熱すると、希ガス、窒素、セレン、テルル、金、白金、イリジウム、ヨウ素を除く多くの単体物質と直接反応します。窒素と硫化金は間接的に得られます。

金属との相互作用

硫黄は、相互作用の結果として酸化特性を示し、硫化物が形成されます。

水素との相互作用 150 ～ 200 °C で発生します。

H 2 + S = H 2 S。

酸素との相互作用

硫黄は酸素中では 280 °C、空気中では 360 °C で燃焼し、酸化物の混合物が形成されます。

S + O 2 = SO 2;

2S + 3O 2 = 2SO 3。

リンと炭素との相互作用

空気に触れずに加熱すると、硫黄はリンおよび炭素と反応し、酸化特性を示します。

2P + 3S = P 2 S 3 ;

フッ素との相互作用

強力な酸化剤の存在下では、還元特性を示します。

S+3F2=SF6。

複雑な物質との相互作用

複雑な物質と相互作用する場合、硫黄は還元剤として機能します。

S + 2HNO 3 = 2NO + H 2 SO 4。

不均化反応

硫黄はアルカリと相互作用すると不均化反応を起こし、硫化物と亜硫酸塩が形成されます。

3S + 6KOH = K 2 S + 4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O。

1.7. 硫黄の入手

天然鉱石から

空気に触れずに黄鉄鉱を加熱する場合

FeS 2 = FeS + S。

酸素不足による硫化水素の酸化

2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O。

触媒の存在下で加熱された冶金炉およびコークス炉の排気ガスから

H 2 S + SO 2 = 2H 2 O + 3S。

1.8. 硫化水素

硫黄の水素化合物 – 硫化水素 H 2 S 。硫化水素は共有結合性化合物です。分子の構造は水の分子の構造に似ており、硫黄原子は sp 3 混成状態にありますが、水とは異なり、硫化水素分子は互いに水素結合を形成しません。硫黄原子は酸素原子よりも電気陰性度が低く、サイズが大きいため、電荷密度が低くなります。 HSH 結合角は 91.1°、H-S 結合長は 0.133 nm です。

物理的性質

通常の状態では、硫化水素は腐った卵のような強い特有の臭いを持つ無色の気体です。 T pl = -86 °C、 T kip = -60 °C、水に難溶、20 °C では 2.58 ml の H 2 S が 100 g の水に溶解します。非常に有毒で、吸入すると麻痺を引き起こし、死に至る可能性があります。自然界では、それは火山ガスの一部として放出され、動植物の腐敗中に形成されます。水への溶解度が高く、溶解すると弱硫化水素酸を生成します。

化学的性質

水溶液中では、硫化水素は弱二塩基酸の性質を持ちます。

H 2 S = HS - + H + ;

HS - = S 2- + H + 。

硫化水素は空気中で燃える 青い炎。空気へのアクセスが制限されると、遊離硫黄が生成されます。

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S。

過剰な空気のアクセスにより、硫化水素の燃焼により硫黄酸化物 (IV) が生成されます。

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2。

硫化水素には還元性があります。 条件に応じて、硫化水素は水溶液中で酸化されて硫黄、二酸化硫黄、硫酸になります。

たとえば、臭素水を脱色します。

H 2 S + Br 2 = 2HBr + S。

塩素水と相互作用します。

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

反応には大量の熱の放出が伴うため、硫化水素の流れは二酸化鉛を使用して点火できます。

3PbO 2 + 4H 2 S = 3PbS + SO 2 + 4H 2 O。

硫化水素と二酸化硫黄の相互作用 冶金および硫酸生産の廃ガスから硫黄を取得するために使用されます。

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O。

火山プロセス中の自然硫黄の形成は、このプロセスに関連しています。

二酸化硫黄と硫化水素を同時にアルカリ溶液に通すと、チオ硫酸塩が形成されます。

4SO 2 + 2H 2 S + 6NaOH = 3Na 2 S 2 O 3 + 5H 2 O。

硫黄は、化学元素周期律表の VIa 族に位置します。メンデレーエフ。
硫黄の外部エネルギー準位には 6 つの電子が含まれており、その電子数は 3s 2 3p 4 です。金属および水素との化合物では、硫黄は元素の負の酸化状態 -2 を示し、酸素および他の活性非金属との化合物では、正の +2、+4、+6 を示します。硫黄は典型的な非金属であり、変態の種類に応じて酸化剤にも還元剤にもなります。

自然界で硫黄を見つける

硫黄は、遊離（天然）状態および結合した形で存在します。

最も重要な天然硫黄化合物:

FeS 2 - 鉄黄鉄鉱または黄鉄鉱、

ZnS - 閃亜鉛鉱または閃亜鉛鉱 (ウルツ鉱)、

PbS - 鉛光沢または方鉛鉱、

HgS - 辰砂、

Sb 2 S 3 - 輝安鉱。

さらに、硫黄は石油、天然石炭、天然ガス、天然水に存在します（硫酸イオンの形で存在し、淡水の「永久的な」硬度を決定します）。高等生物にとって不可欠な要素、多くのタンパク質の不可欠な部分が毛髪に集中しています。

硫黄の同素体修飾

同素性- これは、同じ元素が異なる分子形態で存在する能力です（分子には、同じ元素の異なる数の原子が含まれています。たとえば、O 2 と O 3、S 2 と S 8、P 2 と P 4 など）。）。

硫黄は、安定した原子の鎖とサイクルを形成する能力によって区別されます。最も安定しているのは S8 で、斜方晶系および単斜晶系の硫黄を形成します。これは結晶性硫黄、脆い黄色の物質です。

オープンチェーンには、溶融硫黄を急冷することによって得られる茶色の物質であるプラスチック硫黄が含まれています（プラスチック硫黄は数時間後に脆くなり、黄色になり、徐々に菱形に変わります）。

1) ひし形 - S 8

お願いします。 = 113℃; r = 2.07 g/cm 3

最も安定した改造。

2) 単斜晶系 - 濃い黄色の針状

お願いします。 = 119℃; r = 1.96 g/cm 3

96℃以上の温度でも安定。通常の状態では菱形になります。

3) プラスチック - 茶色のゴム状 (非晶質) 塊

不安定、硬化するとひし形になる

硫黄の入手

工業的な方法は、蒸気を使用して鉱石を製錬することです。
硫化水素の不完全酸化（酸素欠乏）：

2H2S+O2→2S+2H2O

ヴァッケンローダー氏の反応は次のとおりです。

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

硫黄の化学的性質

硫黄の酸化特性
(S 0 +2ē→ S -2 )

1) 硫黄は加熱せずにアルカリ性物質と反応します。

S + O 2 – t° → S+4O2

2S + 3O 2 – t°; pt→2S+6O3

4) (ヨウ素を除く):

S+Cl2 → S +2 Cl 2

S+3F2 → SF6

複雑な物質の場合:

5) 酸 - 酸化剤を使用:

S + 2H 2 SO 4 (濃) → 3S +4O2+2H2O

S + 6HNO 3 (濃) → H 2 S + 6 O 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

不均化反応:

6) 3S 0 + 6KOH → K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O

7) 硫黄は亜硫酸ナトリウムの濃縮溶液に溶解します。

S 0 + Na 2 S + 4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 チオ硫酸ナトリウム

硫黄– 周期表の第 3 周期および VIA グループの要素、シリアル番号 16 は、以下を指します。 カルコゲン。原子の電子式は [ 10 Ne]3s 2 3p 4 で、特徴的な酸化状態は 0、-II、+IV、+VI であり、S VI 状態は安定であると考えられています。

硫黄の酸化状態のスケール:

硫黄の電気陰性度は 2.60 で、非金属の特性が特徴です。水素と酸素の化合物では、さまざまなアニオンに存在し、酸素含有酸とその塩、二元化合物を形成します。

自然の中で - 15番目元素の化学存在量（非金属の中で 7 位）。これは、フリー (ネイティブ) 形式とバインドされた形式で見つかります。高等生物にとって不可欠な要素。

サルファー S.単体。黄色の結晶（α-菱形およびβ-単斜晶、

95.5 °C) または非晶質 (プラスチック)。結晶格子のノードには S 8 分子 (「クラウン」タイプの非平面リング) があり、非晶質硫黄は S n 鎖で構成されています。低融点物質であるため、液体の粘度は 200 °C で最大値を超えます (S 8 分子の破壊、S n 鎖の絡み合い)。このペアには分子 S 8、S 6、S 4、S 2 が含まれています。 1500 °C では、単原子硫黄が現れます (化学方程式では、簡単にするために硫黄はすべて S として表されます)。

硫黄は水に不溶であり、通常の条件下では反応しませんが、二硫化炭素 CS 2 にはよく溶けます。

硫黄、特に粉末硫黄は加熱すると非常に活性になります。酸化剤として金属および非金属と反応します。

そしてどのように 還元剤– フッ素、酸素、酸の場合 (沸騰):

硫黄はアルカリ溶液中で不均化を受けます。

3S 0 + 6KOH (濃) = 2K 2 S‑II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O

高温 (400 °C) では、硫黄がヨウ化水素からヨウ素を置き換えます。

S + 2HI (g) = I 2 + H 2 S、

しかし、溶液中では反応は逆方向に進みます。

I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

レシート:V 業界石炭ガス化生成物の脱硫中に放出される天然硫黄の自然堆積物から（水蒸気を使用して）製錬されます。

硫黄は、二硫化炭素、硫酸、硫黄（バット）染料の合成、ゴムの加硫、うどんこ病から植物を守る手段、皮膚病の治療に使用されます。

硫化水素 H 2 S。無酸素酸。空気より重く、窒息臭のある無色の気体。この分子は二重不完全四面体 [::S(H) 2 ] の構造を持っています。

(sp 3 -ハイブリッド化、バレー角 H – S – H は四面体からは程遠い)。 400℃以上に加熱すると不安定になります。水（20℃で2.6 l/1 l H 2 O）、飽和十モル溶液（0.1 M、「硫化水素水」）にわずかに溶けます。溶液中の非常に弱い酸は、第 2 段階では実際には S 2- イオンに解離しません (S 2- の最大濃度は 1 10 ‑ 13 mol/l)。空気にさらされると、溶液は濁ります (阻害剤はスクロースです)。アルカリにより中和されますが、アンモニア水和物では完全には中和されません。強力な還元剤。イオン交換反応に入ります。硫化剤は、溶解度が非常に低いさまざまな色の硫化物を溶液から沈殿させます。

定性的反応– 硫化物の沈殿、および炎の中に入れられた冷たい物体（磁器のスパチュラ）上に黄色の硫黄堆積物が形成されることによる H 2 S の不完全燃焼。石油、天然ガス、コークス炉ガス精製の副産物。

硫黄、無機および有機硫黄含有化合物の製造に分析試薬として使用されます。非常に有毒です。最も重要な反応の方程式:

レシート:V 業界– 直接合成:

H2+S= H2S(150～200℃)

または硫黄をパラフィンと一緒に加熱することによって。

V 研究室– 強酸による硫化物からの置換

FeS + 2НCl (濃) = FeCl 2 + H2S

または二元化合物の完全な加水分解:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3 H2S

硫化ナトリウム Na 2 S。酸素を含まない塩。白色で吸湿性が非常に高い。分解せずに溶解し、熱的に安定です。水への溶解度が高く、陰イオンで加水分解し、溶液中に高アルカリ性の環境を作り出します。空気にさらされると、溶液は濁り（コロイド状硫黄）、黄色（多硫化物色）に変わります。典型的な減速機。硫黄を添加します。イオン交換反応に入ります。

定性的反応 S 2‑ イオン上 – 異なる色の金属硫化物の沈殿。MnS、FeS、ZnS は HCl (希釈) に分解します。

硫化染料とセルロースの製造、革をなめすときに皮から毛を取り除くため、分析化学の試薬として使用されます。

最も重要な反応の方程式:

Na 2 S + 2НCl (希釈) = 2NaCl + H 2 S

Na 2 S + 3H 2 SO 4 (濃) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (50 °Cまで)

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

Na 2 S + H 2 S (飽和) = 2NaHS

Na 2 S (t) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (400 °C 以上)

Na 2 S + 4H 2 O 2 (濃) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O

S 2‑ + M 2+ = MnS (電話)↓; FeS(黒)↓; ZnS（白色）↓

S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (黒)↓

S 2‑ + M 2+ = СdS (黄色)↓; PbS、CuS、HgS（黒色）↓

3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (cor. – 黒)↓

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

レシート V 業界– 鉱物の焼成 ミラビライト還元剤の存在下での Na 2 SO 4 10H 2 O:

Na 2 SO 4 + 4H 2 = Na 2 S + 4H 2 O (500 °C、触媒 Fe 2 O 3)

Na 2 SO 4 + 4С (コークス) = Na 2 S + 4СО (800 ～ 1000 °C)

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

硫化アルミニウムAl2S3。酸素を含まない塩。白色、Al-S 結合は主に共有結合です。過剰な圧力 N 2 の下では分解せずに溶解し、容易に昇華します。空気中で加熱すると酸化します。水によって完全に加水分解され、溶液から沈殿しません。強酸で分解する。純粋な硫化水素の固体源として使用されます。最も重要な反応の方程式:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S (純粋)

Al 2 S 3 + 6HCl (希釈) = 2AlCl 3 + 3H 2 S

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

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

レシート: 酸素と水分の非存在下でのアルミニウムと溶融硫黄の相互作用:

2Al + 3S = AL2S3(150～200℃)

硫化鉄(II) FeS。酸素を含まない塩。緑色がかった黒灰色で耐火性があり、真空中で加熱すると分解します。濡れていると空気中の酸素に敏感になります。水に不溶。鉄(II)塩の溶液が硫化水素で飽和しても沈殿しません。酸により分解する。硫化水素の固体源である鋳鉄の製造の原料として使用されます。

鉄(III) 化合物 Fe 2 S 3 は知られていません (入手できません)。

最も重要な反応の方程式:

レシート：

Fe + S = フェス(600℃)

Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9 フェス+ 3H2O (700‑1000 °C)

FeCl 2 + 2NH 4 HS (g) = フェス↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S

二硫化鉄 FeS 2。バイナリ接続。イオン構造は Fe 2+ (–S – S–) 2‑ です。濃い黄色で熱的に安定で、加熱すると分解します。水に溶けず、希酸や希アルカリとは反応しません。酸の酸化により分解し、空気中で焼成します。鋳鉄、硫黄、硫酸の製造原料として、また有機合成の触媒として使用されます。自然界に存在する鉱石鉱物 黄鉄鉱そして マルカサイト。

最も重要な反応の方程式:

FeS 2 = FeS + S (1170 °C 以上、真空)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (濃、水平) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14H 2 O

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

4FeS 2 + 11O 2 (空気) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C、焙煎)

水硫化アンモニウム NH 4 HS。酸素を含まない酸性塩。白色、過剰な圧力で溶けます。非常に揮発性が高く、熱的に不安定です。空気中で酸化します。水に非常に溶けやすく、加水分解してカチオンとアニオン（優勢）になり、アルカリ性環境を作り出します。溶液は空気中で黄色に変わります。酸で分解し、飽和溶液中に硫黄を添加します。アルカリによって中和されていないため、溶液中に平均塩 (NH 4) 2 S は存在しません (平均塩を求める条件については、「H 2 S」の項を参照してください)。写真現像剤の成分として、分析試薬（硫化物沈殿剤）として使用されます。

最も重要な反応の方程式:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (20 °C 以上)

NH 4 HS + HCl (希釈) = NH 4 Cl + H 2 S

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

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

レシート: NH 3 の濃縮溶液の硫化水素による飽和:

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

分析化学では、等量の NH 4 HS と NH 3 H 2 O を含む溶液は従来、(NH 4) 2 S の溶液とみなされ、反応式を書く際には平均塩の式が使用されますが、硫化アンモニウムは水中で完全に加水分解され、NH 4 HS と NH 3H2O になります。

二酸化硫黄。亜硫酸塩

二酸化硫黄 SO2。酸性酸化物。刺激臭のある無色のガス。この分子は不完全な三角形 [: S(O) 2 ] (sp 2 - ハイブリダイゼーション) の構造を持ち、σ、π 結合 S=O を含みます。液化しやすく、熱的に安定。水によく溶けます (20 °C で約 40 l/1 l H 2 O)。弱酸の性質を持つ多水和物を形成します。解離生成物は HSO 3 - および SO 3 2 - イオンです。 HSO 3 イオンには 2 つの互変異性体があります - 対称的な(非酸性) 混合物中で優勢な四面体構造 (sp 3 -ハイブリダイゼーション) を持ち、 非対称(酸性) 不完全四面体 [: S(O) 2 (OH)] の構造を持ちます (sp 3 -ハイブリダイゼーション)。 SO 3 2‑ イオンも四面体 [:S(O) 3 ] です。

アルカリ、アンモニア水和物と反応する。代表的な還元剤、弱酸化剤。

定性的反応– 黄褐色の「ヨウ素水」の変色。亜硫酸塩と硫酸の製造における中間生成物。

羊毛、絹、わらの漂白、果物の缶詰や保存、消毒剤、酸化防止剤、冷媒として使用されます。有毒。

組成 H 2 SO 3 (亜硫酸) の化合物は不明です (存在しません)。

最も重要な反応の方程式:

水への溶解性と酸性特性:

レシート: 産業 - 酸素が豊富な空気中での硫黄の燃焼、および程度は低いですが、硫化鉱石の焙焼 (黄鉄鉱の焙焼中の SO 2 - 関連ガス):

S + O 2 = SO2(280～360℃)

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8 SO2(800℃、焼成)

実験室で - 硫酸による亜硫酸塩の置換:

BaSO 3 (t) + H 2 SO 4 (濃) = BaSO 4 ↓ + SO 2 + H 2 O

亜硫酸ナトリウム Na 2 SO 3。オキソソール。白。空気中で加熱すると溶けずに分解し、アルゴンの過剰圧力で溶けます。湿った溶液状態では、大気中の酸素の影響を受けやすくなります。水によく溶け、陰イオンで加水分解します。酸により分解する。典型的な減速機。

定性的反応 SO 3 2‑ イオン上 – 亜硫酸バリウムの白色沈殿物の形成。これは強酸 (HCl、HNO 3) を含む溶液に移行します。

分析化学の試薬、写真溶液の成分、布地を漂白するための塩素中和剤として使用されます。

最も重要な反応の方程式:

レシート：

Na 2 CO 3 (濃) + SO 2 = Na2SO3+CO2

硫酸。硫酸塩

硫酸 H 2 SO 4。オキソ酸。無色の液体、非常に粘稠な（油状）、非常に吸湿性があります。この分子は歪んだ四面体構造 (sp 3 - ハイブリダイゼーション) を持ち、共有結合の σ 結合 S – OH と σπ 結合 S=O を含んでいます。 SO 4 2‑ イオンは正四面体構造をしています。液体状態の温度範囲が広い(~300度)。 296 °C 以上に加熱すると部分的に分解します。これは水との共沸混合物の形で蒸留され（酸の質量分率 98.3%、沸点 296 ～ 340 °C）、さらに強力に加熱すると完全に分解します。水と無制限に混和します（強い エキソ-効果）。溶液中の強酸はアルカリとアンモニア水和物によって中和されます。金属を硫酸塩に変換します（通常の条件下で過剰な濃酸を使用すると、可溶性硫酸塩が形成されます）が、金属 Be、Bi、Co、Fe、Mg、および Nb は濃酸中で不動態化され、濃酸とは反応しません。塩基性酸化物および水酸化物と反応し、弱酸の塩を分解します。希薄溶液中では弱い酸化剤 (H I による)、濃縮溶液中では強力な酸化剤 (S VI による)。 SO 3 をよく溶解し、SO 3 と反応します (重油状の液体が形成されます)。 発煙硫酸、 H 2 S 2 O を含む 7)。

定性的反応 SO 4 2‑ イオン上 – 白色硫酸バリウム BaSO 4 の沈殿 (白色沈殿 BaSO 3 とは異なり、この沈殿は塩酸や硝酸によって溶液に移行しません)。

硫酸塩やその他の硫黄化合物、鉱物肥料、爆薬、染料、薬品の製造、有機合成、工業的に重要な鉱石や鉱物の「開口」（加工の第一段階）、石油の精製に使用されます。水の電気分解における鉛バッテリーの電解質としての製品。有毒で、皮膚の火傷を引き起こします。最も重要な反応の方程式:

レシート V 業界:

a) 硫黄、硫化鉱石、硫化水素および硫酸塩鉱石からの SO 2 の合成:

S + O 2 (空気) = SO2(280～360℃)

4FeS2 + 11O2 (空気) = 8 SO2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C、焼成)

2H2S+3O2(g)=2 SO2+ 2H2O (250 ～ 300 °C)

CaSO 4 + C (コークス) = CaO + SO2+ CO (1300 ～ 1500 °C)

b) 接触装置内での SO 2 から SO 3 への変換:

c) 濃無水硫酸の合成:

H 2 O (希H 2 SO 4) + SO 3 = H2SO4(濃縮、無水)

（混合物の強い加熱とＨ２ＳＯ４の逆分解のため、純水によるＳＯ３の吸収によるＨ２ＳＯ４の生成は行われない、上記参照）。

d) 合成 発煙硫酸– 無水 H 2 SO 4、二硫酸 H 2 S 2 O 7 および過剰の SO 3 の混合物。溶解した SO 3 は発煙硫酸の無水性を保証し (水が入るとすぐに H 2 SO 4 が形成される)、スチールタンクで安全に輸送できます。

硫酸ナトリウム Na 2 SO 4。オキソソール。白色、吸湿性。分解せずに溶けて沸騰します。結晶性水和物（鉱物）を形成します。 ミラビライト)、水分が失われやすい。技術名 グラウバーの塩。水によく溶け、加水分解しません。 H 2 SO 4 (濃)、SO 3 と反応する。加熱すると水素とコークスにより還元されます。イオン交換反応に入ります。

ガラス、セルロース、鉱物塗料の製造に医薬品として使用されます。塩湖、特にカスピ海のカラ・ボガズ・ゴル湾の塩水に含まれています。

最も重要な反応の方程式:

硫酸水素カリウム KHSO 4。酸性オキソ塩。白色で吸湿性がありますが、結晶水和物は形成しません。加熱すると溶けて分解します。アニオンは水に非常に溶けやすく、溶液環境は強酸性になります。アルカリにより中和されます。

これは、冶金学におけるフラックスの成分として使用され、鉱物肥料の不可欠な部分として使用されます。

最も重要な反応の方程式:

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

2KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + H 2 O (320 ～ 340 °C)

KHSO 4 (希釈) + KOH (濃) = K 2 SO 4 + H 2 O KHSO 4 + KCl = K 2 SO 4 + HCl (450 ～ 700 °C)

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

レシート: 低温での濃硫酸(60%以上)による硫酸カリウムの処理:

K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (濃) = 2 KHSO4

硫酸カルシウムCaSO 4。オキソソール。白く、吸湿性が高く、耐火性があり、加熱すると分解します。天然のCaSO 4 は非常に一般的なミネラルとして存在します。石膏 CaSO 4 2H 2 O。130 °C で石膏は水分の一部を失い、CaSO 4 2H 2 O に変わります。 焼けた（石膏）石膏 2CaSO・4H2O（技術名） アラバスター）。完全に脱水（200℃）した石膏は鉱物に相当します。 硬石膏 CaSO4。水にわずかに溶けます (20 °C で 0.206 g/100 g H 2 O)、加熱すると溶解度が低下します。 H 2 SO 4 (濃) と反応する。核融合時にコークスにより復元される。淡水の「永久」硬度の大部分を決定します (詳細については 9.2 を参照)。

最も重要な反応の方程式: 100 ～ 128 °C

これは、SO 2、H 2 SO 4 および (NH 4) 2 SO 4 の製造における原料として、冶金学におけるフラックスとして、および紙の充填剤として使用されます。焼石膏から作られたバインダーモルタルは、Ca(OH)2 をベースにした混合物よりも早く「硬化」します。硬化は、水の結合、つまり石塊の形での石膏の形成によって確実に行われます。焼石膏は、石膏模型、建築用および装飾用の型枠および製品、間仕切りスラブおよびパネル、および石の床の製造に使用されます。

硫酸アルミニウムカリウム KAl(SO 4) 2.ダブルオキソソルト。白色、吸湿性。強く加熱すると分解する。結晶性水和物を形成します - カリウムミョウバン。水に適度に溶け、アルミニウムカチオンで加水分解します。アルカリ、アンモニア水和物と反応する。

布地を染色するための媒染剤、革のなめし剤、淡水を浄化するための凝固剤、紙のサイジング用組成物の成分、および医学および美容学における外用止血剤として使用されます。これは、硫酸アルミニウムと硫酸カリウムの共同結晶化によって形成されます。

最も重要な反応の方程式:

硫酸クロム(III) - KCr(SO 4) カリウム 2.ダブルオキソソルト。赤色（暗紫水和物、技術名） クロムカリウムミョウバン）。加熱すると溶けずに分解します。水に非常に溶けやすく（溶液の灰青色はアクア錯体 3+ に相当します）、クロム(III) カチオンで加水分解します。アルカリ、アンモニア水和物と反応する。弱酸化還元剤。イオン交換反応に入ります。

定性的反応 Cr 3+ イオンについて – Cr 2+ への還元、または黄色の CrO 4 2‑への酸化。

皮革のなめし剤、布地を染色する媒染剤、写真撮影の試薬などとして使用されます。これは、硫酸クロム(III)と硫酸カリウムの共同結晶化によって形成されます。最も重要な反応の方程式:

硫酸マンガン(II) MnSO 4 。オキソソール。白色で加熱すると溶けて分解します。結晶水和物 MnSO 4 5H 2 O – 赤ピンク、技術名 硫酸マンガン。水への溶解度が高く、溶液の淡いピンク色 (ほぼ無色) はアクアコンプレックス 2+ に相当します。カチオンで加水分解します。アルカリ、アンモニア水和物と反応する。弱い還元剤であり、典型的な（強力な）酸化剤と反応します。

定性的反応 Mn 2+ イオンについて – MnO 4 イオンとの転流と後者の紫色の消失、Mn 2+ の MnO 4 への酸化、および紫色の出現。

Mn、MnO 2 およびその他のマンガン化合物の製造に、微細肥料および分析試薬として使用されます。

最も重要な反応の方程式:

レシート：

2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (濃) = 2 MnSO4+O2+2H2O(100℃)

硫酸鉄(II) FeSO 4 。オキソソール。白色（薄緑色の水和物、技術名） 硫酸鉄）、吸湿性。加熱すると分解する。水溶性が高く、カチオンによりわずかに加水分解されます。溶液中では大気中の酸素により急速に酸化されます（溶液は黄色に変わり、濁ります）。酸化性の酸、アルカリ、アンモニア水和物と反応する。典型的な減速機。

鉱物塗料の成分、電気メッキの電解質、木材の防腐剤、殺菌剤、貧血の薬として使用されます。実験室では、複塩 Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( モール塩）、空気に対してより耐性があります。

最も重要な反応の方程式:

レシート：

Fe + H 2 SO 4 (希釈) = FeSO4+H2

FeCO 3 + H 2 SO 4 (希釈) = FeSO4+ CO 2 + H 2 O

7.4. 非金属VA-グループ

窒素。アンモニア

窒素– 周期系の第 2 周期および VA グループの元素、シリアル番号 7。原子の電子式 [ 2 He]2s 2 2p 3、特徴的な酸化状態 0、-III、+III および +V、まれに +II 、+IVなど。 N v 状態は比較的安定していると考えられます。

窒素酸化状態のスケール:

窒素は高い電気陰性度 (3.07) を持ち、F と O に次いで 3 番目です。窒素は典型的な非金属 (酸性) 特性を示します。さまざまな酸素含有酸、塩、二元化合物、さらにアンモニウムカチオン NH 4 + とその塩を形成します。

自然の中で - 十七番目元素の化学存在量（非金属の中で 9 位）。すべての生物にとって不可欠な要素。

窒素N2。単体。これは、非常に安定な σππ 結合 N ≡ N を持つ非極性分子で構成されており、これは通常の条件下での窒素の化学的不活性性を説明しています。無色、無味、無臭の気体が凝縮して無色の液体になります (O2 とは異なります)。

空気の主成分：78.09体積％、75.52質量％。窒素は酸素 O2 の前に液体空気から沸騰して除去されます。水にわずかに溶けます (20 °C で 15.4 ml/1 l H 2 O)。窒素の溶解度は酸素の溶解度よりも低いです。

室温では、N2 は (湿った雰囲気中で) リチウムとのみ反応し、窒化リチウムを形成します。他の元素の窒化物は、強い加熱によって合成されます。

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)

放電中、N 2 はフッ素と反応し、ごくわずかですが酸素とも反応します。

アンモニアを生成する可逆反応は、最大 350 atm の圧力下、常に触媒 (Fe/F 2 O 3 /FeO、実験室では Pt) の存在下、500 °C で発生します。

ル・シャトリエの原理によれば、圧力が上昇し、温度が低下すると、アンモニア収量が増加するはずです。ただし、低温での反応速度は非常に遅いため、プロセスは 450 ～ 500 °C で実行され、15% のアンモニア収率が得られます。未反応のＮ２およびＨ２は反応器に戻され、それによって反応度が増加する。

窒素は酸やアルカリに対して化学的に不動態であり、燃焼をサポートしません。

レシート V 業界– 液体空気の分別蒸留、または化学的手段による空気からの酸素の除去。たとえば、加熱時の反応 2C (コークス) + O 2 = 2CO による。このような場合、窒素が得られますが、これには希ガス (主にアルゴン) の不純物も含まれています。

で 研究室少量の化学的に純粋な窒素は、適度な加熱による転流反応によって得ることができます。

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

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

アンモニア、硝酸、その他の窒素含有製品の合成に、化学プロセスや冶金プロセス、可燃性物質の保管のための不活性媒体として使用されます。

アンモニアNH3。二元化合物、窒素の酸化状態は – III. 鋭い特有の臭気を持つ無色のガス。この分子は不完全四面体 [:N(H) 3)] の構造を持っています (sp 3 -ハイブリダイゼーション)。 NH 3 分子内の窒素の sp 3 混成軌道上の電子のドナー対の存在は、水素カチオンの付加という特徴的な反応を決定し、その結果カチオンが形成されます。 アンモニウム NH4+。室温で過剰な圧力がかかると液化します。液体状態では、水素結合を介して結合します。熱的に不安定。水溶性が高い（20 °C で 700 l/1 l H 2 O 以上）。飽和溶液中の割合は = 34 質量％、 = 99 体積％、pH = 11.8。

非常に反応性が高く、付加反応を起こしやすい。 Cr は酸素中で反応し、酸と反応します。還元性 (N‑III による) と酸化性 (H I による) 特性を示します。酸化カルシウムのみで乾燥させています。

定性的反応– 気体状の HCl と接触すると白い「煙」が発生し、Hg 2 (NO 3) 2 の溶液で湿らせた紙が黒くなります。

HNO 3 とアンモニウム塩の合成における中間生成物。ソーダ、窒素肥料、染料、爆薬の製造に使用されます。液体アンモニアは冷媒です。有毒。

最も重要な反応の方程式:

レシート:V 研究室– ソーダ石灰 (NaOH + CaO) と一緒に加熱した場合のアンモニウム塩からのアンモニアの置換:

またはアンモニア水溶液を沸騰させてからガスを乾燥させます。

で業界アンモニアは窒素（参照）と水素から合成されます。液化形態または技術名で濃縮水溶液の形態で工業的に製造されています。 アンモニア水。

アンモニア水和物 NH 3 H 2 O。分子間結合。結晶格子内の白色 - 弱い水素結合 H 3 N...HOH によって結合された分子 NH 3 と H 2 O。弱塩基であるアンモニアの水溶液中に存在します (解離生成物 - NH 4 - カチオンと OH - アニオン)。アンモニウムカチオンは正四面体構造（sp 3 ハイブリダイゼーション）をとります。熱的に不安定で、溶液を沸騰させると完全に分解します。強酸により中和されます。濃縮溶液中では還元特性（N III による）を示します。イオン交換および錯体形成反応を開始します。

定性的反応– ガス状の HCl と接触すると白い「煙」が発生します。

両性水酸化物の沈殿中に溶液中に弱アルカリ性環境を作り出すために使用されます。

1M アンモニア溶液には主に NH 3 H 2 O 水和物が含まれ、NH 4 + および OH - イオンは 0.4% のみ (水和物の解離による) です。したがって、イオン性の「水酸化アンモニウム NH 4 OH」は溶液中に実質的に含まれず、固体水和物中にもそのような化合物は存在しません。最も重要な反応の方程式:

NH 3 H 2 O (濃) = NH 3 + H 2 O (NaOH と沸騰)

NH 3 H 2 O + HCl (希釈) = NH 4 Cl + H 2 O

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

8(NH 3 H 2 O) (濃) + ZBr 2 (p) = N 2 + 6NH 4 Br + 8H 2 O (40 ～ 50 °C)

2(NH 3 H 2 O) (濃) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH

4(NH 3 H 2 O) (濃) + 銀2O= 2OH + 3H2O

4(NH 3 H 2 O) (濃) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O

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

希アンモニア溶液 (3 ～ 10%) は、よく「アンモニア溶液」と呼ばれます。 アンモニア(名前は錬金術師によって発明されました)、および濃縮溶液 (18.5 ～ 25%) - アンモニア水（産業界が作ったもの）。