Сера и naoh уравнение реакции

Сера. Химия серы и ее соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение серы

Электронная конфигурация серы в основном состоянии :

Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:

Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:

Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.

Степени окисления атома серы – от -2 до +4. Характерные степени окисления -2, 0, +4, +6.

Физические свойства и нахождение в природе

Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера S₈. Это хрупкое вещество желтого цвета .

Моноклинная сера – это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны» . Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96 о С, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.

Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

• в самородном виде;
• в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS₂, сульфид ртути HgS — киноварь и др.)
• в составе сульфатов (CaSO₄·2H₂O гипс, Na₂SO₄·10H₂O — глауберова соль)

Соединения серы

Типичные соединения серы:

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.

3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV) :

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2S + C → CS₂

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

Например , железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

Еще пример : алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Например , азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S +6 не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):

Соединения хлора, например , бертолетова соль , также окисляют серу до +4:

S + 2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

Например , сера реагирует с гидроксидом натрия:

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1 о .

Способы получения сероводорода

В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Сульфиды

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Способы получения сульфидов

1. Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами . При этом сера проявляет свойства окислителя.

Например , сера взаимодействует с магнием и кальцием:

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

Сера взаимодействует с натрием:

S + 2Na → Na₂S

2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.

Например , гидроксида калия с сероводородом:

3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).

Например , при взаимодействии нитрата меди и сероводорода:

Еще пример : взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH
S 2– + H₂O ⇄ HS – + OH –

2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах .

Например , сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:

CaS + 2HCl → CaCl₂ + H₂S

А сульфид никеля, например , не растворяется:

NiS + HСl ≠

3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте . При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

Например , сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:

или горячей концентрированной серной кислоте:

4. Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Например , сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

Еще пример : сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

5. Сульфиды горят (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

Например , сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2ZnS + 3O₂ → 2SO₂ + ZnO

6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S 2− .

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

7. Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Например , сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Например , сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:

Оксиды серы

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) – это кислотный оксид . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV):

1. Сжигание серы на воздухе :

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например , сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например , взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Химические свойства оксида серы (IV):

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя .

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов .

Например , оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

2. При взаимодействии с водой S O₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например , оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

Озон также окисляет оксид серы (IV):

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Например , при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.

Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.

Сернистый газ окисляют и другие окислители, например , озон или оксид азота (IV):

Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом , взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

Например , оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

SO_{3(избыток)} + NaOH → NaHSO₄

Еще пример : оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):

SO₃ + MgO → MgSO₄

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель , так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄.

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

• Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
• Очистка полученного газа от примесей.
• Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
• Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Общие научные принципы химического производства:

1. Непрерывность.
2. Противоток
3. Катализ
4. Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
5. Теплообмен
6. Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄ – ⇄ H + + SO₄ 2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Или с силикатом натрия:

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:

4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями .

Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например , серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

Сернистая кислота

Сернистая кислота H₂SO₃ – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства

1. Сернистая кислота H₂SO₃ в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:

HSO₃ – ↔ SO₃ 2– + H +

2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:

Соли серной кислоты – сульфаты

Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO₂ и кислород O₂;

При разложении сульфата железа (II) в FeSO₄ Fe (II) окисляется до Fe (III)

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например , сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:

CaSO₄ + 4C → CaS + 4CO

4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Реакция взаимодействия оксида серы (IV) и гидроксида натрия

Реакция взаимодействия оксида серы (IV) и гидроксида натрия

Уравнение реакции взаимодействия оксида серы (IV) и гидроксида натрия:

Реакция взаимодействия оксида серы (IV) и гидроксида натрия.

В результате реакции образуется гидросульфит натрия.

Для проведения реакции используется разбавленный раствор гидроксида натрия.

Реакция протекает при нормальных условиях.

Формула поиска по сайту: SO2 + NaOH → NaHSO3.

Реакция термического разложения дигидрата хлорида олова (II)

Реакция взаимодействия железа и оксида серы (IV)

Реакция взаимодействия хлорида железа (III) и воды

Выбрать язык

Популярные записи

Предупреждение.

Все химические реакции и вся информация на сайте предназначены для использования исключительно в учебных целях — только для решения письменных, учебных задач. Мы не несем ответственность за проведение вами химических реакций.

Химические реакции и информация на сайте
не предназначены для проведения химических и лабораторных опытов и работ.

Сера и naoh уравнение реакции

Сера реагирует с гидроксидом натрия по механизму диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления). Подобные реакции со щелочью характерны для целого ряда неметаллов, в частности, — галогенов.

Данную реакцию можно использовать для растворения серы в растворе едкого натра или других щелочей.

Раствор серы в едком натре нужен для будущего получения гидроокиси хрома (чтобы после реакции получения Cr(OH)₃ в растворе было как можно меньше щёлочи). Провел серию экспериментов.

1. Сначала пробовал растворить серу в щёлочи в таком соотношении:

При 75 °C сера внезапно растворилась, спирт изопропиловый (он в этой смеси нерастворим) на поверхности раствора закипел. Пришлось охладить колбу снаружи струёй воды.

К сожалению, раствор нестабилен. При 60 °C раствор помутнел. В следующий раз попробую растворить серу в меньшем количестве щёлочи.

2. Потом получилось растворить серу в щёлочи в следующем соотношении:

m(NaOH, 43 %) = 82.5 г,
m(S) = 38.4 г,
m(воды) = 10.6 г,
m(C₃H₇OH) = 1.00 г.

Концентрация серы составила 450 г/л.

3. Увеличил загрузку в 5/3 раза. Вместо 43 % NaOH использовал 50 % и массу спирта уменьшил. Загрузки получились следующие:

m(NaOH, 50 %) = 120 г,
m(S) = 64 г,
m(воды) = 35.1 г,
m(C₃H₇OH) = 0.50 г.

Так смесь начала сама по себе греться, да ещё с ускорением.

Значит, можно и без плитки обойтись, только условия надо подбирать.

4. Попытался растворить серу в щёлочи в таком соотношении:

• m(NaOH) = 30 г,
• m(S) = 48 г,
• m(воды) = 63.6 г.

Вот только сера растворилась не вся. Промыл остаток, высушил, взвесил. Получилось:

Что примерно соответствует реакции

Концентрация серы составила 494 г/л. А саморазогрев не такой уж сильный оказался. Смесь нагрелась всего на 20°C. Всё равно пришлось греть на плитке.

Электролиз насыщенного раствора KCl платинированным и титановым электродом (платинированный электрод брал у американцев на ebay). Пока пробный эксперимент. Небольшой фотоотчёт.

1. «Хлоратная» камера. Из базовых устройств включает в себя систему отвода газов — хлора и водорода (иначе от камеры пахнет больницей на всю квартиру) + опускающаяся в раствор трубка, куда можно поместить измазанную термопастой термопару. Имеется, но не было задействовано приспособление для добавления хлорида калия (во время работы электролизера) — с целью поддержания раствора в насыщенном состоянии.

2. Стартовый вариант, проработавший на балконе 16 часов.

3. Вымороженные в морозилке кристаллы — в ходе одного из циклов.

4. Сушка кристаллов, в начале я их просто вычёрпывал ложкой и обсушивал бумажными полотенцами дабы удалить как можно больше влаги с растворённым хлоридом. Относительно «чистый» хлорат очень характерен формой кристаллов: тонкие лёгкие пластинки.

5. Потом освоил более продвинутый способ. Валялся слабенький насос от вакуумного пинцета (им поднимают крохотные SMD радиодетальки), оказывается он вполне способен проводить какую-то пародию на вакуумную фильтрацию. Знаю, всё плохо — обязательно куплю воронку Бюхнера и нормальный насос. В качестве фильтра использовалась пластмассовая ткань для тюли, она в отличии от бумаги не раскисает от хлорида/хлората/гипохлорита (за 5 секунд). Здесь же появилась возможность ещё и промыть кристаллы хлората ледяной водой от остатков хлорида. Т.е. прямо «тру» очистка. В итоге получаются еле влажные комки хлората (особенно если ещё надавить на них краями «фильтра» — сушатся в течении 8-ми часов, просто лежа на подоконнике (горячей воды нет, иначе сушил бы на батарее)).

6. Выход, конечно, не ахти, изолировать у меня получилось всего 40.5 грамм не самого грязного KClO3. Но это при условии, что я несколько раз «начудил». Где-то половину времени температура в камере была на уровне 75°С, т.к. было холодно ночью, и я укутал камеру полотенцем, а за утро, пока сам спал, температура сильно выросла. Ещё при одной из рекристаллизаций лопнула банка из-под консервации, когда я нагревал её на водяной бане (не ожидал). Сколько мог продукта спас, но то потери были серьёзными. Всего было 5 рекристаллизаций (по тем или иным причинам — неопытности/криворукости).

Пару замечаний насчет крепежа. Сейчас запуск производился со шпильками из меди, у меня их много осталось со времён, пока не нашел в продаже нержавеющие. Не лучший выход: крепёж должен быть титановый, но пока не знаю, где его можно купить — в своё время намучился даже с поиском латуни и немагнитной нержавейки, нужны были для работы в сильных магнитных полях где другие металлы раскаляются, как в индукционной грелке. Даже старое видео есть, где когда-то точил их дрелькой из провода. Медь в хлоратной камере чернеет и пассивируется, загрязняет раствор не сильно, а вот болты/шайбы из нержавейки и стоечки из никелированной бронзы — сильно потрепало:

Раствор при тестовом запуске хорошо загрязнился, был аж тёмно-серым, но горячая фильтрация и рекристаллизация спасли продукт т.к. примеси в воде не растворялись. Пока что обмотал имеющийся крепёж изолентой, винил по идее от хлора не должен разрушаться. Попробую найти локально титан, но без него особо лучше пока не сделаешь. Планы на будущее примерно такие. Нужна какая-никакая автоматизация, чтобы электролиз прекращался если темпер выше 60°С, и наоборот, чтобы включался нагреватель если камера остывает ниже 40°С. В общем надо добавить термостатирование. Так же хочу добавить хромат калия (по Карякину) [K3], в прошлый раз побрезговал т.к. эта штука сейчас описывается с явной истерикой: мол страшный канцероген + у детей потом будут руки-крюки и заячья губа. И, наверное, главное приспособление — это пластмассовый мешочек, который можно будет всегда наполнять хлоридом через порт сверху, и хлорид не будет опускаться на дно к выпавшему хлорату. Конечная цель — сделать такой девайс, чтобы его можно было оставлять без присмотра и собирать хлорат каждые дней 5. В идеале получая за раз грамм 500. Зачем оно мне? А вроде и не надо, просто интересно. Хлорат, наверное, потом сожгу с сахаром.

Продолжу описание экспериментов. Я запнулся при разработке термостата, застрял почти что на 2 недели — хотел сделать его с термопарой, что оказалось весьма непросто. Хотя, в хлоратной камере легко можно было применить вообще любой термистор/транзистор/микросхему (которые до +125°С). Но термопара круче, она до 1200°С и может быть применена ещё много где. В итоге «термопарный термометр» я сделал (и очень хорошо подтянул себя в термопарах), но в установке он применён не был из-за постоянной июльской жары — камера сама по себе без проблем удерживалась в нужном температурном диапазоне. Прототип термопарного термометра вот так выглядит (36°С — это я термопару под язык засунул) и рядом оптосимисторное реле которое может переключать 220V нагрузку мощностью до пары кВт. По логике, оптосимисторных реле было бы 2 штуки, одна включала электролиз в диапазоне 40-60°С (дергая 220V к AXT блоку питания) и вторая включала бы подогрев (электроплитку или другое) когда температура в камере ниже 40°С:

Итак. Пока без термостата был проведён ещё один заход, на этот раз в 3-литровой банке. Новую крышку делать не стал, но в отличии от прошлого захода — сшил мешочек для досыпки хлорида калия, который должен удерживать раствор 100% насыщенным 100% времени. Это оказалось ключевым приспособлением, без которой электросинтез хлората крайне неэффективен — всегда реализуйте решение для удержания насыщенности хлоридом. Фото до запуска, пока ещё на подоконнике в комнате:

В этот заход похоже производилось не менее, чем 100 грамм KClO3 за период в 24 часа. Первые 2 дня камера работала на насыщение 3-х литров раствора хлоратом, объём очень большой и на дно ничего не выпадало. На 3-й день появился слой из выпавшего хлората и начал интенсивно расти:

В течении следующих 3-х дней набралось около 1/4 банки. На 5-й день мой мешочек из шторной тюли растворился в «хлорке» (не ожидал такого), и куча хлорида была по ошибке просыпана сквозь него, в продукт. Ещё 2 дня я гонял камеру без добавления хлорида, дабы ушел тот который на дне. Как правило, 1 досыпка уходит за 1 день. На 7-й день я завершил электролиз, т.к. у нас была семейная поездка в другой город. Банка вот так выглядела, это с перемешиванием (встряской всей банки), так что слой не распушен пузырьками воздуха:

Да, камера весьма грязная, т.к. применялись те же несовместимые материалы: болты/гайки из нержавейки, медные шпильки, и никелированные латунные стоечки. В итоге железо опало нерастворимой ржавчиной Fe2O3, а никель и легирующие смеси нержавейки осели неким «зеркалом» на стекле банки. Возможно что-то ещё осталось в растворе. В идеале таки юзать полностью титановый крепёж, но достать его в Украине оказалось как-то очень не просто — хоть ищи кого-то с токарником и точи свой. В любом случае, это проблемы для следующего захода — когда я буду перерабатывать всю систему, включая крышку и крепёж. По возвращении в Киев меня ждала та самая баночка, перед поездкой просто вытащил электроды, но раствор и кристаллы остались. Хлорат не скис (я что-то переживал за это), но, видимо, из-за дневного/ночного термоциклирования трансформировался из пластинок в моноклинные кристаллы. Я слил раствор, достал кристаллы и растворил их в чистой воде, дважды сделал горячую фильтрацию и перекристаллизацию, и затем отсосал продукт на воронке Бюхнера вакуумом, с двойной промывкой водой при 0°С.

Товарищ Карякин обещает, что после такой обработки кристаллы хлората получаются квалификации «ч». ( Ю.В. Карякин — Чистые химические реактивы (1947 г) [ссылка] или др. издания — прим. ред.) Выглядели они очень чисто, однако меня смущает факт загрязнения раствора материалом на который крепились электроды. Так что может оно «ч», а может и нет.

Да, выход получился 409 грамм хорошо очищенного KClO3, это с неслабой потерей продукта. Упаривание и переработка воды, в которой проводилась рекристаллизация/промывка, — дали ещё 117 грамм чистого хлората калия. В сумме 526 грамм за 7 дней электролиза. Это только с выпавшего хлората в 3-литровой банке при комнатной температуре, маточный раствор я оставил на будущее. Продукт из-за рыхлости очень хорошо поместился в реахимовскую 1-литровую банку и теперь у него там домик.

1. Карякинский хромат калия (K2CrO4) добавлять не стал, на 3 литра его бы понадобилось целых 30 грамм. Работать с веществом значительно удобней, зная что там нету никакой канцерогенной пакости. Пара разливов у меня таки были при переработке, и тот оказался бы на ковре. Да, касательно функций хромата или дихромата — много где проскакивает инфа что он не только защищает электроды, но ещё и повышает КПД камеры, в частности — преобразования хлорида в хлорат. Нужно, однако, исследовать просторы книг, каким образом хромат это делает; 2. Переработка продукта заняла немало времени и сил. Первые 409 грамм были получены примерно за вечер интенсивной работы, а вот 117 грамм из отходов выпаривались/выделялись почти что 2 дня неспешной работы. Думаю, есть смысл пускать отходный продукт в утиль и просто дальше запускать камеру. Более того, перерабатывая отходы, — я умудрился треснуть свой любимый боросиликатный стакан на 600 мл, и разбить воронку Бюхнера. Первый по ошибке был поставлен на горячую плитку, а воронка разбилась т.к. я держал её за пробку во время очередной промывки — пробка коническая и воронка просто «уть» и вылетела. Остаток пришлось доработать в «poor man’s» версии Бюхнера.

400 грамм чистого продукта каждые 4 дня (из насыщенного хлоридом и хлоратом раствора). Скорее всего, можно чуть улучшить эффективность, подняв ток. Мой ATX блок питания от старого компа давал около 2.8А, тогда как электрод явно сможет выдержать до 3.5А без какого-либо увеличения износа (нужен лучший блок питания). В следующем заходе, планируется таки прикрепить термостат — раз он уже есть. Вместо мешочка применить толстую полиэтиленовую пробирку с мелкими отверстиями для удержания насыщенности хлорида. Также, как-то изготовить 100% титановый крепёж. P.S. Я, правда, только сейчас понял, что хлората мне вообще много и не надо было. Нынешней баночки, если не сжигать налево и направо, — наверное, на года хватит, а тут уже такой индустриальный процесс разработан.

К1 Тоководы надо тоже титановые делать, сталь будет корродировать сильно во влажной хлоридной среде. Вместо хромата можно вроде кальций хлористый добавлять, но мне не нравилось, гидроокись выпадает на аноде. К2 Соли хрома надо немного и зависит это от площади электродов, а не от объема раствора (может быть, просто на бОльшие количества раствора берут бОльшей площади электроды, чтобы оно не месяц «кипело», а неделю, отсюда неадекватно много солей хрома). Редко добавляют суммарно более 1-3г. Плохо помню суть реакций, но вроде на одном из электродов должны тонкой пленкой осаждаться соли хрома, мешающие восстановлению соединений хлора, тем самым повышая выход целевого продукта ввиду снижения его потерь на побочных реакциях. Но при их добавлении даже запах реакционного «выхлопа» обычно ощутимо менялся. Главное — не добавлять аммонийные соли хрома. Для подвода питания не нужно никакого титана. Все малостойкие части тщательно и щедро покрываются автомобильным герметиком, которые продаются в тюбиках и держат относительно высокую температуру. После высыхания, если было хорошо обмазано, никаких проблем с воздействием соединений хлора обычно не возникает. К3 Зачем? Хромат нужен в случае графитовых анодов. источники: http://chemicalstudy.ru/reaktsiya-vzaimodejstviya-oksida-sery-iv-i-gidroksida-natriya/ http://chemistry-chemists.com/N3_2021/ChemistryAndChemists_3_2021-P2-1.html Вам также может понравиться Как решить уравнение квадратичной функции Квадратичная функция и ее график В этой статье мы поговорим о том, что такое квадратичная функция, научимся Как решить уравнение 5х 10 Решение задач по математике онлайн //mailru,yandex,google,vkontakte,odnoklassniki,instagram,wargaming,facebook,twitter,liveid,steam,soundcloud,lastfm Задачи на уравнение гармонических колебаний Задачи на уравнения гармонических колебаний. (9 кл) Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным Как решить логарифмическое уравнение если основание дробное Логарифмическое уравнение: решение на примерах Как решить логарифмическое уравнение? Этим вопросом задаются