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:
| Степень окисления | Типичные соединения |
| +6 | Оксид серы(VI) SO3 Галогенангидриды: SО2Cl2 |
| +4 | Оксид серы (IV) SO2 Галогенангидриды: SOCl2 |
| –2 | Сероводород H2S Сульфиды металлов MeS |
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.
| Растворимые в воде | Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах | Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах (только в азотной и серной конц.) | Разлагаемые водой, в растворе не существуют | |||||||||||||||||||||||||||
| Сульфиды щелочных металлов и аммония | Сульфиды прочих металлов, расположенных до железа в ряду активности. Белые и цветные сульфиды (ZnS, MnS, FeS, CdS) | Черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag2S, NiS, CoS) | Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III)) | |||||||||||||||||||||||||||
| Реагируют с минеральными кислотами с образованием сероводорода | Не реагируют с минеральными кислотами, сероводород получить напрямую нельзя | |||||||||||||||||||||||||||||
| ZnS + 2HCl → ZnCl2 + H2S | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Оксиды серы | Цвет | Фаза | Характер оксида |
| SO2 Оксид сера (IV), сернистый газ | бесцветный | газ | кислотный |
| SO3 Оксид серы (VI), серный ангидрид | бесцветный | жидкость | кислотный |
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):
SO2(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:
SO3(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):
| Аппарат | Назначение и уравненяи реакций |
| Печь для обжига | 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800 о С |
| Циклон | Из печи выходит печной газ, который состоит из SO2, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз. |
| Электрофильтр | Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра). |
| Сушильная башня | Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота. |
| Теплообменник | Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата. |
| Контактный аппарат | 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3):
Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO2 в SO3. Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню. |
| Поглотительная башня | Получение H2SO4 протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3. Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю. |
Общие научные принципы химического производства:
- Непрерывность.
- Противоток
- Катализ
- Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
- Теплообмен
- 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
Азот и сера
Содержание:
Азот расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
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.
На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.
Азот и сера
Сера — элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к группе халькогенов — элементов VIa группы.
Сера — S — простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при религиозных обрядах.
Азот — неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав белков, являющихся важной частью живых организмов.
Особенности строения и свойства молекулы азота
Азот расположен в главной подгруппе V группы (или 15 группе) и во втором периоде периодической системы химических элементов. Электронная конфигурация азота в основном состоянии:
На внешнем энергетическом уровне атома азота находится пять электронов, из них три неспаренных, которые, перекрываясь, образуют три общие электронные пары. Два атома азота связаны очень прочной тройной ковалентной неполярной связью (рис. 47).
Тройная связь в молекуле азота образует самую стабильную из всех известных двухатомных молекул. Его малая активность, низкая реакционная способность объясняется большой прочностью его молекул, обусловливающей высокую энергию активации реакций, протекающих с участием азота. При 3300°С только одна молекула из 1000 диссоциируется на атомы. Энергия диссоциации N2 на два атома азота (Ед) составляет 941,6 кДж/моль.
Рис. 47. Строение молекулы
Слово «азот», предложенное французе мим химиком А. Лавуазье означает «безжизненный». Почему его так назвали? И справедливо ли это?
При комнатной температуре он взаимодействует лишь с литием. Однако при нагревании он начинает реагировать со многими металлами — с магнием, кальцием, титаном. С водородом азот вступает во взаимодействие при высоких температуре и давлении в присутствии катализатора. Реакция азота с кислородом начинается при 3000— 4000°С. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии.
Вследствие большой прочности молекулы азота его энтальпия образования отрицательна. Соединения азота термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании.
Для человечества чрезвычайно полезна относительная инертность азота. Будь он более склонен к химическим реакциям, атмосфера Земли не могла бы существовать в том виде, в каком она существует. Сильный окислитель кислород вступил бы с азотом в реакцию, и образовались бы ядовитые оксиды азота. Но если бы азот был действительно инертным газом, таким, например, как гелий, то тогда ни химические производства, ни микроорганизмы не смогли бы связать азот атмосферы и удовлетворить потребность всего живого в связанном азоте. Не было бы аммиака, азотной кислоты, необходимой для производства множества веществ, не было бы важнейших удобрений. Не было бы и жизни на Земле, ведь азот входит в состав всех организмов. На долю азота приходится около 3% от массы человеческого организма.
Элементарный, не связанный азот применяется достаточно широко. Это самый дешевый из газов, химически инертных в обычных условиях, поэтому в тех процессах металлургии и большой химии, где надо защищать активное соединение или расплавленный металл от взаимодействия с кислородом воздуха, создают чисто азотные защитные атмосферы. Под защитой азота хранят в лабораториях легко окисляющиеся вещества. В металлурги и азотом насыщают поверхности некоторых металлов и сплавов, чтобы придать им большую твердость и износоустойчивость. Широко известно, например, азотирование стали и титановых сплавов.
Химическое строение молекулы азота характеризуется исключительной прочностью, несравнимой ни с какими другими двухатомными молекулами. Кратность связи в молекуле азота равна трем. Это является причиной очень большой величины энтальпии диссоциации молекул азота и высокой их термической устойчивости. Этим объясняется малая химическая активность свободного азота. При обычных условиях азот не реагирует ни с металлами (кроме лития), ни с металлоидами.
Азот широко применяется в пищевой промышленности. Поместив продукты питания в атмосферу из жидкого азота, можно надолго сохранить свежесть продуктов.
Аммиак и соли аммония
Одним из важнейших соединений азота является аммиак NH3, в котором степень окисления азота равна — 3.
Экспериментально доказано, что молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды. При образовании молекулы NH3 неподеленная пара электронов занимает вершину пирамиды. Наличие неподеленной пары электронов у атома азота во многом обусловливает его химические свойства.
Строение и структура Льюиса молекулы аммиака изображены ниже:
В обычных условиях аммиак — бесцветный газ, легче воздуха, с резким характерным запахом. При вдыхании небольших количеств аммиака повышается функциональная активность отдельных структур головного мозга, что используется для приведения человека в сознание при обмороке.
В жидком состоянии молекулы аммиака благодаря высокой полярности связей образуют между собой водородные связи; эти же связи возникают между молекулами воды и аммиака при растворении последнего в воде. Поэтому аммиак легко переходит в жидкое состояние (tкип = -ЗЗ°С), прекрасно растворяется в воде (700 объемов в 1 литре воды при 20°С). Аммиак — один из наиболее сжижаемых газов и «рекордсмен» среди них по растворимости в воде.
Химические свойства. Реакции, присущие аммиаку, можно разбить на две группы:
1) с изменением степени окисления атома азота <реакции окисления);
2) без изменения степени окисления атома азота (присоединение).
Разбавленный раствор аммиака (3—10%) называют нашатырным спиртом, а концентрированный раствор (18,5—25%) — аммиачной водой.
Раствор аммиака обладает слабыми щелочными свойствами, меняет окраску индикатора.
Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
NH3 — сильный восстановитель
по донорно-акцепторному механизму)В молекуле аммиака NH3 азот имеет степень окисления -3, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он может проявлять только восстановительные свойства. Вы уже знаете, что аммиак окисляется кислородом до азота, а при каталитическом окислении до оксида азота (II) NO (при нагревании)
Аммиак восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:
Окисляется сильными окислителями:
(при нагревании)
Аммиак — непрочное соединение, при нагревании разлагается:
Взаимодействием аммиака и углекислого газа получают ценное азотсодержащее удобрение — мочевину (карбамид):
Атом азота имеет неподеленную электронную пару, а ион водорода — свободную s-орбиталь. При взаимодействии аммиака с ионом водорода неподеленная электронная пара атома азота переходит на свободную s-орбиталь иона водорода, и образуется четвертая ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму:
Взаимодействие аммиака с кислотами приводит к образованию средних или кислых (в случае много основных кислот) солей:
Молекулы NH3 способны образовывать донорно-акцепторные связи не только с Н — но и с катионами некоторых переходных металлов: 
и др. Это приводит к образованию растворимых аммиакатов. Например, в аммиаке легко растворяются 
(в воде нерастворимы):
гидроксид диаммин серебра (I)
Химическая реакция нейтрализации с кислотами приводит к образованию солей аммония и воды:
Реагирует с кислотными оксидами с образованием нормальной соли
Аммиачная вода вступает в реакции ионного обмена с солями металлов, которым соответствуют слабые основания, при этом образуется нерастворимый в воде гидроксид:
Гидроксид аммония — неустойчивое вещество, оно легко разлагается на аммиак и воду:
Применение. Из аммиака получают азотную кислоту, гидроксид аммония, соли аммония (рис. 48).
Рис. 48. Применение аммиака
1 — при производстве взрывчатых веществ; 2 — при пайке металлов; 3 — в медицине; 4 — для производства азотной кислоты; 5 — для получения минеральных удобрений
Аммиак является хорошим горючим реактивного топлива. Гидроксид аммония применяется в производстве текстиля, каучука, лекарств, керамики, используется в фотографии и пищевой промышленности, входит в состав детергентов. Он применяется для извлечения из руд некоторых металлов: меди, никеля, молибдена. Гидроксид аммония используется для отбеливания и удаления пятен. Также она находит применение в качестве моющего средства в бытовой химии. Диаммоний-фосфат используется для огнестойкой пропитки текстиля, изделий из бумаги и дерева. Он входит в состав удобрений и флюсов для пайки металлов. Хлористый аммоний используется в качестве флюса в процессе оцинковывания листов железа, входит в состав безопасных взрывчатых веществ, лекарств. Кроме того, хлористый аммоний используется при лужении, окраске, нанесении гальванических покрытий и дублении.
Аммиак — бесцветный газ, с резким характерным запахом, хорошо растворим в воде. Для аммиака характерны реакции окисления, где проявляет только восстановительные свойства. Аммиак окисляется кислородом. В реакции присоединения аммиак вступает с водой и кислотами.
Умей применять знания по химии!
1. Нашатырь хорошо справляется с жирными пятнами, поэтому его раствором можно мыть плиту и духовку. Универсальный продукт, который помогает решать многие задачи в доме. Вместо того, чтобы переполнять свои полки специализированными очистителями можно использовать одну бутылку этого средства для решения многих бытовых проблем.
2. Замачивание в растворе нашатыря изделий из серебра, золота и других металлов — еще один полезный совет, который подтвердят даже владельцы ювелирных мастерских.
3. Смесь мела и нашатырного спирта помогут в чистке столовых приборов из мельхиора и серебра.
4. 20 граммов мела или зубного порошка, 1 стакан воды, 1 столовая ложка нашатыря помогут очистить зеркало. Нанесите смесь. А затем сотрите мягкой тряпочкой или бумагой.
Промышленное получение аммиака
Мы живем на дне воздушного океана, по объему состоящего на 79% из азота. Азот — один из наиболее распространенных на нашей планете элементов. Общее содержание его в земной коре — 0,02% . Азот жизненно необходим для развития любого растения. Но в природе азот связывается клубеньковыми бактериями, находящимися в растениях. В силу неполного замещения азотом растений его необходимо вносить в почву с удобрениями. В период Первой мировой войны интерес к мирному использованию азота буквально утонул в спросе на нитросоединения для военных нужд (например, для производства динамита). Лучшие химики Франции, Германии, Англии в условиях острой конкуренции пытались создать промышленный способ получения аммиака.
В XX в. началось интенсивное строительство заводов для производства соединений азота. Затраты на это производство были очень высоки, что объяснялось несовершенством технологии. Основная часть энергии вообще расходовалась впустую. Принципиально новое решение проблемы фиксации азота было найдено незадолго до Первой мировой войны. Речь идет о синтезе аммиака — основном процессе современной технологии связывания азота. Такой синтез был осуществлен известным немецким химиком Фрицем Габером в 1908 г. Оказалось, что при высоком давлении и температуре в присутствии осмиевого катализатора азот вступает в реакцию с водородом, в результате чего образуется аммиак:
Пользуясь принципом Лe Шателье, можно определить, при каком именно давлении и температуре лучше всего проводить процесс синтеза аммиака (табл. 21).
Равновесные концентрации аммиака в стехиометрической смеси азота и водорода
Анализируя данные таблицы 21, несложно сделать вывод о том, при каких условиях выход аммиака наибольший. Но когда немецкие технологи запустили первый завод по производству аммиака, то колонна синтеза взорвалась. В поисках причин аварии обнаружилось, что при высоком давлении и высокой температуре водород диффундирует через стальные стенки аппарата и, попадая в атмосферу, взрывается с кислородом (составьте уравнение такой реакции). Позже ученые нашли выход из ситуации и стали производить аммиак при низком давлении и температуре. Правда, практический выход при этом снизился. Немецкие исследователи Ф. Габер и К. Бош предложили циркуляционную схему синтеза аммиака под давлением. В 1913 г. в Германии заработала первая промышленная установка.
Развитие азотной отрасли промышленности послужило толчком к созданию мощной немецкой химической индустрии. Позже и в других странах возникли заводы по синтезу аммиака, все они использовали процесс Габера — Боша.
Карл Бош (1874—1940)
Немецкий химик-технолог, создал (1913) первую промышленную установку синтеза аммиака под давлением на железном катализаторе. За разработку процесса синтеза аммиака Габеру и Бошу в 1918 г. была присуждена Нобелевская премия.
Фриц Габер (1868—1934)
Лауреат Нобелевской премии, немецкий химик Фриц Габер совместно с Карлом Бошем разработал технологию получения аммиака прямым синтезом из азота и водорода. С помощью этого способа химическая промышленность смогла и далее из аммиака получать азотную кислоту и другие соединения азота — от лекарств до взрывчатых веществ,
Однако и в настоящее время, спустя почти век, поиски оптимальных условий производства аммиака продолжаются.
I. Сырье. В производстве аммиака в качестве сырья используются природный газ метан для получения водорода и азот, полученный сжижением воздуха.
II. Подготовка сырья. Метан подвергается высокотемпературному разложению. При этом образуются водород, сажа или ацетилен, последние затем применяются для сварки и резки металлов, в фильтрах и типографии.
III. Химизм производства. Рассмотрим реакцию, лежащую в основе получения целевого продукта:
Подбор оптимальных условий проведения синтеза осуществляется, исходя из характеристик химической реакции.
1. Реакция обратимая, гомогенная (исходные вещества и продукты — газы), идет с уменьшением объема, следовательно, смещению равновесия в сторону продуктов способствует повышенное давление. Для синтеза аммиака применяется давление 15—100 МПа. Различают три способа производства в зависимости от используемого давления:
1) низкое давление (10—15 МПа);
2) среднее давление (25—30 МПа);
3) высокое давление (50—100 МПа).
Наиболее распространенным является второй способ.
2. Реакция экзотермическая, повышение температуры смещает химическое равновесие в сторону исходных веществ, а понижение температуры — в сторону продуктов реакции, но при этом скорость синтеза будет очень мала, поэтому реакцию проводят при оптимальной для данного процесса температуре — 450—500°С.
3. Для ускорения синтеза, быстрейшего установления равновесия используют катализатор — восстановленное железо, активированное оксидами калия, алюминия и др. Реагенты и продукты реакции находятся в газовой фазе и образуют гомогенную систему. Реакция протекает на поверхности твердых, катализаторов. Такая реакция составляет особый класс гетерогенно-каталитических реакций. Большое значение имеет площадь поверхности катализатора. Катализатор изготавливают в виде губчатых гранул или таблеток. Поскольку активность катализатора сильно снижается от присутствия примесей, то реагирующие газы подвергают тщательной очистке (от воды, соединений серы и др.).
4. При всех указанных условиях проведения реакции равновесный выход продукта составляет не более 20%, поэтому синтез продукта осуществляется по способу многократной циркуляции, т. е. непрореагировавшую смесь газов многократно возвращают в производство после отделения от нее полученного продукта.
IV. Технология процесса. Исходную смесь газов берут в соотношении 1 объем N2 к 3 объемам Н2. Реагирующие газы тщательно очищают, затем подают в турбокомпрессор, где сжимают до 25—60 МПа, после чего смешивают с циркуляционным газом и направляют в колонну синтеза.
Колонны синтеза бывают разной конструкции. На схеме представлена колонна, совмещающая в одном корпусе и катализаторную коробку, и теплообменник.
Исходную смесь газов сначала нагревают в теплообменнике за счет движущихся противотоком выходящих газов, а затем в зоне экзотермической реакции. (Противоток — это движение различных веществ навстречу друг другу с целью создания наилучших условий для обмена энергией.)
Отвод продуктов и непрореагировавших веществ из зоны реакции производят через холодильник с последующим разделением в сепараторе.
Многократная циркуляция газов позволяет повысить выход продукта до 85—90% от теоретического. Затраты на производство существенно снижены за счет осуществления непрерывности процесса. Это позволяет полностью автоматизировать производство (рис. 51).
Рис. 49. Схема производства аммиака
Рис. 50. Газгольдеры для хранения аммиака
V. Особенности технологического процесса. Процесс непрерывный, циркуляционный.
VI. Основной продукт: аммиак.
Производство аммиака решило проблему «азотного голодания». Но возникла угроза совсем другого рода — экологическая. Поскольку внесение в почву азотных удобрений, пожалуй, самое грубое вмешательство человека в естественным круговорот. И вот оказалось, что жизненно важный, связанный азот попал в список врагов окружающей среды. Соединения азота легко вымываются из почвы в водоемы и попадают в питьевую воду. В последнее время установлены нормы на содержание нитратов в питьевой воде.
История использования связанного азота — это напоминание о необходимости бережного отношения к биосфере. Рычаги мощного воздействия на природу, которые дает человечеству наука, должны использоваться чрезвычайно разумно, рационально, а главное, не только во имя настоящего, но и будущего Земли.
Рис. 51. Завод по производству аммиака
Современный процесс получения аммиака основан на его синтезе из азота и водорода при температурах 380—450°С и давлении 250 атм с использованием железного катализатора. При всех указанных условиях проведения реакции равновесный выход продукта составляет не более 20%, поэтому синтез продукта осуществляется по способу многократной циркуляции.
Пары нашатырного спирта способны изменять окраску цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелеными, ярко-красные — черными.
Промышленное производство азотных удобрений
Аммиачная селитра NH4NO3 — это самое востребованное макроудобрение, необходимое для многих сельскохозяйственных культур. Технология производства аммиачной селитры довольно проста.
Основными аппаратами в производстве аммиачной селитры являются нейтрализаторы. Автоматизация обеспечивает оптимальный и устойчивый технологический режим. Азотная кислота концентрацией 47—49% поступает в нейтрализатор (рис. 52). Туда же поддается аммиак. В результате реакции образуется раствор аммиачной селитры:
Рис. 52. Производство аммиачной селитры
Нейтрализатор представляет собой цилиндрический сосуд внутри которого вмонтирован второй сосуд. Нейтрализация протекает при температуре 110—120°С и давлении 1,2 атмосферы. Процесс сопровождается выделением тепла, которое используется для частичного упаривания раствора аммиачной селитры в наружном цилиндре нейтрализатора. Потом раствор поступает в донейтрализатор. Чтобы улучшить физические свойства продукта, сюда же вводится добавка нитрата магния. Далее раствор аммиачной селитры поддается в выпарной аппарат. Для упаривания раствора используется соковый пар из нейтрализатора. Концентрация повышается до 82%. Парожидкостная эмульсия направляется из верхней части аппарата в сепаратор. Происходит отделение сокового пара от раствора. Пар из сепаратора поступает в конденсатор. Раствор аммиачной селитры через напорный бак поддается на выпарной аппарат второй ступени. Плав аммиачной селитры через напорный бак поступает на выпарные аппараты третьей и четвертой ступени. Плав упаривается до концентрации 99,8%. Низкое содержание воды обеспечивает хорошее физико-механическое свойство удобрения. Теперь плав направляется в грануляционную башню. В верхней ее части плав разбрыгивается, охлаждаясь встречным потоком воздуха, капли застывают в гранулы. Охлаждение гранул продолжается в нижней части башни — в кипящем слое. Готовые гранулы транспортируются на упаковку.
Единственная компания в нашей стране, которая занимается производством аммиака и аммиачных удобрений, расположена в городе Атырау. Предприятие полностью удовлетворяет потребность сельхозпроизводителей Казахстана в аммиачной селитре.
Карбамид CO(NH2)2 не только высококонцентрированное азотное удобрение, но и подкормка для сельскохозяйственных животных.
Карбамид (схема 11) получают из двуокиси углерода и аммиака. Жидкий аммиак и двуокись углерода поддаются в смеситель. Туда же поступает раствор аммонийных солей.
Первая стадия процесса образования карбамата аммония NH2COONH4:
На второй стадии протекает эндотермический процесс отщепления воды от молекул карбамата, в результате которого и происходит образование карбамида:
Реакция образования карбамата аммония — обратимая экзотермическая, протекает с уменьшением объема. Для смещения равновесия в сторону продукта ее необходимо проводить при повышенном давлении. Для того чтобы процесс протекал с достаточно высокой скоростью, необходимы и повышенные температуры. На практике синтез карбамида проводят при температурах 150—190°С и давление 15-20 МПа. В этих условиях реакция протекает с высокой скоростью и до конца.
Разложение карбамата аммония — обратимая эндотермическая реакция. Более высокие температуры смещают равновесие реакции вправо и повышают ее скорость. Максимальная степень превращения карбамата в карбамид достигается при 220°С. Для смещения равновесия этой реакции вводят также избыток аммиака, который связывая реакционную воду, удаляет ее из сферы реакции.
В этих условиях до 65% карбамата превращается в карбамид. Плав, находящийся в колонне синтеза, кроме карбамида, содержит воду, избыточный аммиак и непревращенный карбонат аммония. Следующая стадия процесса — двухступенчатая дистилляция плава. Дистилляция предназначена для отделения от раствора аммиака двуокиси углерода, который в виде аммонийных солей возвращается в цикл. Раствор карбамида через сборник направляет на выпарку. Здесь выпаривается до концентрации 92%. Выпаренный раствор поступает на грануляционную башню. В башни он разбрызгивается, капельки, падая, затвердевают. Образуются гранулы. Гранулированный карбамид направляется на упаковку.
Технология производства азотных удобрений в химической промышленности не считается сложной. К важнейшим азотным удобрениям относятся аммиачная селитра NH4NO3 и карбамид CO(NH2)2.
В два небольших стакана положите по головке лука и налейте немного воды. В один стакан подливайте водопроводную воду, а в другой — воду с растворенными в ней удобрениями. Опишите свои наблюдения.
Экологическое воздействие оксидов азота и нитратов на окружающую среду
К природным источникам образования оксидов азота относятся бактериальная активность в почве, грозы, извержения вулканов, лесные пожары. Высокие концентрации оксидов азота в городах и окрестностях промышленных предприятий связаны с деятельностью человека. В значительном количестве оксиды азота выделяют ТЭС и двигатели внутреннего сгорания. Выделяются оксиды азота и при травлении металлов азотной кислотой. Производства взрывчатых веществ и азотной кислоты тоже являются источниками выбросов оксидов азота в атмосферу.
Образующиеся в промышленных топках оксиды азота (NO, NO2, N2O) состоят примерно на 90% из оксида азота (II).
При сжигании газов и других топлив, не содержащих в своем составе связанного азота, оксиды азота возникают в результате окисления азота воздуха:
При взаимодействии бесцветного оксида азота (II) с кислородом воздуха образуется оксид азота (IV) NO2 имеющий бурую окраску:
Оксид азота (IV) NO2 вступая в реакцию с водой атмосферы, под воздействием солнечного излучения, или так называемых фотохимических реакций, превращается в раствор кислот — азотистой и азотной. Затем вместе со снегом или дождем они выпадают на землю.
Монооксид и диоксид азота относятся к массовым загрязнителям атмосферы.
По мере удаления от источника выброса все большее количество NO превращается в NO2 — бурый, обладающий характерным неприятным запахом газ. Диоксид азота сильно раздражает слизистые оболочки дыхательных путей. Вдыхание ядовитых паров диоксида азота может привести к серьезному отравлению. Оксиды азота занимают второе место после диоксида серы по вкладу в увеличение кислотности осадков. Диоксид азота играет значительную роль в образовании фотохимического смога.
Смог, нарушающим нормальное состояние атмосферы многих городов, возникает в результате реакции между содержащимися в воздухе углеводородами и оксидами азота, находящимися в выхлопных газах автомобилей.
Вдыхание небольших количеств оксида азота (I) N2O приводит к безудержному веселью. Отсюда и название этого соединения — «веселящий газ». Длительное время его использовали в медицине для наркоза. Его роль в загрязнении воздуха заключается в том, что N2O при химических изменениях в стратосфере способствует разрушению озона.
Оксид азота (II) NO, действует на нервную систему человека, вызывает паралич и судороги, связывает гемоглобин крови и вызывает кислородное голодание. При вдыхании NO связывается с гемоглобином и в результате проявляется недостаток кислорода. Наиболее опасными источниками поступления нитратного азота в воду являются отходы животноводческих комплексов.
Проблемы нитратов в сельскохозяйственной продукции тесно связаны с крайне низкой культурой земледелия. Неоправданное применение высоких доз азотных удобрений ведет к выделению оксида азота и аммиака в атмосферу и накоплению азота в растениях. Загрязнение атмосферы азотом негативно влияет как на урожайность почвы, так и на здоровье людей. Кроме того, азотные удобрения способствуют минерализации органического вещества почвы и, как следствие усилению нитрификации и, соответственно, поступлению нитратов из самой почвы.
Большое количество нитратов в воде приводит к двум отрицательным эффектам: активному развитию и быстрому увяданию водорослей. В процессе цветения некоторые виды водорослей выделяют токсины, которые вредны для человека и водной фауны, и азот способствует их росту. Из-за стремительного развития большинство водных растений быстро погибают и начинают гнить. Мертвыми водорослями питаются бактерии, которые потребляют кислород, из-за чего начинают задыхаться рыбы и другие животные. Все это приводит к появлению так называемых мертвых зон.
Защита окружающей среды — это комплексная проблема, требующая усилий ученых многих специальностей. Наиболее активной формой защиты окружающей среды от вредного воздействия выбросов промышленных предприятий является полный переход к безотходным и малоотходным технологиям и производствам. Это потребует решения целого комплекса сложных технологических, конструкторских и организационных задач, основанных на использовании новейших научно — технических достижений.
Совершенствования технологических процессов и разработку нового оборудования с меньшим уровнем выбросов примесей и отходов в окружающую среду; экологическую экспертизу всех видов производства и промышленной продукции; замену токсичных отходов на нетоксичные; замену не утилизируемых отходов на утилизируемые; широкое применение дополнительных методов и средств защиты окружающей среды.
Существуют естественные и антропогенные источники образования оксидов азота в природе. Выбросы оксидов азота являются одной из основных причин образования фотохимического смога и кислотных дождей.
Проблемы нитратов в сельскохозяйственной продукции связаны с крайне низкой культурой земледелия. Неоправданное применение высоких доз азотных удобрений ведет к тому, что избыток азота в почве поступает в растение, где он накапливается в больших количествах.
Сероводород и сульфиды
Сероводород H2S — это газ с запахом тухлых яиц, немного тяжелее воздуха. При вдыхании восстановительные сероводород связывается с гемоглобином крови свойства сероводорода, и препятствует переносу кислорода, поэтому очень ядовит.
Сероводород образуется при гниении белковых продуктов. Он образуется при гниении серосодержащих органических веществ различных растительных и животных остатков. Этим объясняется характерный неприятный запах сточных вод, выгребных ям и свалок мусора. Он содержится в вулканических газах, в месторождениях нефти и газа, в водах минеральных источников.
В воде сероводород растворяется умеренно — при комнатной температуре в 1 объеме воды растворяется примерно 2,5 объема сероводорода.
В окислительно-восстановительных реакциях сероводород проявляет сильные восстановительные свойства.
Взаимодействие с кислотами — окислителями:
Сероводородная кислота
Раствор сероводорода в воде называется сероводородной кислотой. Это слабая двухосновная кислота. Диссоциация происходит в две ступени:
(первая ступень, образуется гидросульфид — ион)
(вторая ступень)
Ей характерны общие свойства кислот:
Сероводородная кислота вступает в реакции обмена с некоторыми солями, если образуются нерастворимые сульфиды:
Применение сероводорода. Применение сероводорода довольно ограничено, что, в первую очередь связано с его высокой токсичностью. Он нашел применение в лабораторной практике в качестве осадителя тяжелых металлов. Сероводород служит сырьем для получения серной кислоты, серы в элементарном виде и сульфидов.
Соли сероводородной кислоты. Средние соли сероводородной кислоты называются сульфидами. Сульфиды активных металлов и аммония растворимы в воде. Сульфиды остальных металлов не растворяются в воде. Многие из них имеют окраску: NiS, CuS, PbS — черные, CdS, SnS — желтые, MnS — розовый (рис. 53).
Растворимые сульфиды в воде сильно гидролизованы, имеют щелочную среду:
Рис. 63. Сульфиды
Сульфиды окисляются кислородом воздуха, в зависимости от условий возможно образование оксидов, сульфатов и металлов:
Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3:
Сульфиды, особенно растворимые в воде, являются сильными восстановителями :
3 Качественная реакция на сульфид-ионы S 2-
Реакция с нитратом серебра AgNO3. Сульфид-ионы с катионами серебра дают черный осадок малорастворимого сульфида серебра Ag2S:
В растворе аммиака сульфид серебра не растворяется.
При взаимодействии с сильными кислотами (HCl, H2SO4) — многие сульфиды разлагаются с выделением газообразного H2S, например:
Выделяющийся сероводород можно обнаружить по запаху тухлых яиц и почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца (II):
Реакция очень чувствительна.
В природе сероводород находится в минеральных источниках, вулканических газах. Данное соединение является продуктом гниения животных и растительных организмов, его отличает характерный запах сероводорода, Важно помнить и о том, что сероводород является сильным отравляющим веществом. Сероводород во всех окислительно-восстановительных реакциях проявляет только восстановительные свойства.
Умей применять свои знания
Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.
Диоксид серы, влияние на окружающую среду и применение
Диоксид серы, называемый также сернистым газом, или ангидридом сернистой кислоты, при стандартных условиях является бесцветным газом с характерным запахом.
Сернистый газ токсичен. Симптомы при отравлении диоксидом серы — насморк, кашель, охриплость, першение в горле. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отек легких.
Сернистый газ отличается раздражающим действием на слизистые оболочки. Объясняется это тем, что вещество при контакте с водой образует сернистую кислоту. В результате она оказывает резорбтивное действие, которое приводит к нарушению ферментативных и обменных процессов.
Если сернистый газ в жидком виде попадет в глаза, верхние слои роговицы могут быть уничтожены, что особенно опасно для зрения. В таких ситуациях помощь пострадавшим должна быть оказана незамедлительно.
Диоксид серы пагубно влияет на растения, так как проникает в лист и вступает в реакцию с железом, входящим в состав хлорофилла, вызывает распад хлорофилла и гибель растения.
Существуют природные и антропогенные источники поступления диоксида серы в окружающую среду. К природным (естественным) источникам диоксида серы относят вулканы, лесные пожары, морская пена и микробиологические превращения серосодержащих соединений. Естественным путем выделяющийся в атмосферу диоксид серы может связываться известью, в результате чего в воздухе поддерживается его постоянная концентрация.
Диоксид серы антропогенного происхождения образуется при термической переработке содержащих серу руд (сульфиды), в металлургических производствах, а также на предприятиях нефтехимического комплекса, при сжигании ископаемого топлива на предприятиях топливно-энергетического комплекса и в двигателях внутреннего сгорания. Особенно насыщенные сернистым газом выбросы дают высокосернистые угли и мазут. В химической промышленности основным источником загрязнения атмосферы диоксидом серы является сернокислотное производство. Предварительное обессеривание топлива <например, многосернистого угля) и руд протекает не полностью, а потому не может в полной мере решить проблемы ликвидации выбросов диоксида серы в атмосферу.
Общее количество антропогенного диоксида серы, выбрасываемое за год, превышает его естественное образование в 20—30 раз. Ежегодное поступление сернистого газа в атмосферу только вследствие промышленных выбросов оценивается почти в 150 млн. т.
Кислотные дожди. Загрязнение атмосферы соединениями серной и азотной кислот с последующим выпадением осадков называется кислотными дождями.
Оксид серы (SO2) и различные оксиды азота (NxOy) в атмосферу Земли выбрасываются автомобильным транспортом, в результате деятельности металлургических предприятий и электростанций. Вступая в реакцию с водой атмосферы, они превращаются в растворы кислот — серной, сернистой, азотистой и азотной. Затем, вместе со снегом или дождем, они выпадают на землю.
Существует множество последствий выпадений кислотных дождей. Люди, попавшие под такой дождь, могут пострадать. Данное атмосферное явление вызывает аллергии, астму, онкологические заболевания. Также дожди загрязняют водоемы, делая их непригодной для употребления. Все жители таких акваторий находятся в опасности.
Кислотные дожди, выпадая на землю, загрязняют почву. Это исчерпывает плодородие земли, уменьшается количество урожаев. Поскольку атмосферные осадки выпадают на обширных территориях, они негативно влияют на деревья, что способствует их засыханию. Такие дожди вымывают из пашен малорастворимые в воде фосфорные удобрения, которые, попадая в водоемы, приводят к бурному размножению водорослей и быстрому заболачиванию прудов, рек.
Одно из менее опасных последствий ядовитых осадков — это разрушение каменных памятников и объектов архитектуры. Все это может привести к развалу общественных зданий и домов большого количества людей.
Уменьшение объема выбросов в атмосферу диоксида серы может достигаться разными методами. Предварительным удалением серы из угля, топочных газов, предварительной переработкой нефти.
Известковый и магнезитовый методы основаны на взаимодействии SO2 с суспензией гидроксида кальция или магния.
Аммиачные методы основаны на абсорбции SO2 раствором сульфита аммония.
Очистка дымовых газов с получением серы. В ряде стран разработан регенерационно-циклический способ очистки дымовых газов ТЭЦ от оксидов серы с получением серы. Топочные газы предварительно очищаются от пыли в электрофильтрах и доочищаются водой, при этом происходит очистка от тяжелых металлов. Далее SO2 взаимодействует в абсорбере с раствором сульфида натрия:
Диоксиду серы в международной классификации присвоен код Е220, является консервантом, предотвращает рост и размножение бактерий и грибков. Тормозит ферментативное потемнение овощей и фруктов, замедляет образование меланоидинов. Перед непосредственной транспортировкой практически все виды цитрусовых обрабатываются данным консервантом.
Практически не обходится без обработки сернистым ангидридом и производство сухофруктов — они лучше хранятся и имеют более аппетитный товарный вид.
В мясном производстве это вещество также хорошо зарекомендовало себя как успешный борец с вредными бактериями. Правда, тут есть еще один нюанс — обработанное им мясо выглядит ярким, свежим, что может ввести покупателя в заблуждение.
Также стоит помнить, что процесс производства разнообразных безалкогольных напитков тоже не обходится без использования сернистого ангидрида. В свежевыжатые соки также добавляют сернистый газ — он тормозит развитие болезнетворных бактерий и предотвращает уксусное брожение и образование плесени.
Рис. 54. Негативное влияние диоксида серы на окружающую среду
Диоксид серы при стандартных условиях является бесцветным ядовитым газом с характерным запахом.
Сернистый газ отрицательно влияет на живой организм.
Существуют природные и антропогенные источники поступления диоксида серы в окружающую среду. В результате загрязнения атмосферы оксидом серы (IV) образуются кислотные дожди, и их последствия представляют собой серьезную социально-экономическую проблему (рис 54).
Диоксид серы — пищевая добавка, является консервантом, он предотвращает рост и размножение бактерий и грибков.
Решение задач на олеум
Олеум — раствор серного ангидрида SO3 в 100% -ной серной кислоте H2SO4. Олеум представляет собой вязкую маслянистую бесцветную жидкость или легкоплавкие кристаллы, которые могут приобретать самые различные оттенки вследствие наличия примесей. На воздухе «дымит», реагирует с водой с выделением очень большого количества тепла. Концентрация серного ангидрида может варьировать в очень широких пределах: от единиц до десятков процентов. Олеум по сравнению с концентрированной серной кислотой обладает еще большим водоотнимающим и окислительным действием.
Рассмотрим решение задач на олеум.
Задача 1. Сколько граммов серного ангидрида надо растворить в 180 граммах воды, чтобы получить олеум с массовой долей SO3 10% ?
Решение. Находим количество вещества воды:
На реакцию израсходовалось 10 моль воды. По уравнению химической реакции видно, что количества всех веществ равны:
поэтому израсходовалось 10 моль SO3
или 
Пусть искомое химическое количество оксида серы (VI) равно 
моль, тогда 
Учитывая, что на реакцию с водой израсходовалось 800 г SO3 (следовательно, масса SO3 в конечном растворе равна 
), составляем и решаем уравнение для массовой доли оксида серы (VI) в конечном растворе (масса конечного раствора SO3 равна сумме масс воды и массы всего добавленного оксида, т. е. 
):
Задача 2. Определите массу олеума, который надо добавить к воде для получения 250 г раствора с массовой долей серной кислоты 60%.
Решение. Определяем массу 
, которую необходимо получить для раствора:
Количество вещества кислоты:
При растворении олеума 
он взаимодействует с водой:
Из этого уравнения следует:
Рассчитываем массу олеума:
Задача 3. К 75% -му раствору серной кислоты массой 288 г добавили оксид серы (VI) массой 400 г. Вычислите массовую долю оксида серы (VI) в образовавшемся олеуме.
Решение. Находим массу воды в растворе. Для этого вычислим массу серной кислоты:
отсюда масса серной кислоты:
Поскольку по уравнению химической реакции все вещества находятся в разных количественных соотношениях:
На реакцию с водой потратится 5 моль оксида серы (VI). 5 моль — 4 моль = 1 моль оксида серы (VI) не вступает в реакцию.
Решение задач по уравнениям последовательно протекающих реакций
Задача 1. Какую массу (в кг) азотной кислоты можно получить из азота объемом 1 м 3 (н. у.)?
Получение азотной кислоты из азота включает четыре стадии:
Конечно, задачу можно решать с использованием всех четырех стадий, находя последовательно химическое количество N2 NH3, NO, NO, и HNO3. Однако это нерационально! Гораздо удобнее и быстрее решать такие задачи с использованием стехиометрических схем. Заметим, что в состав как исходного, так и конечного веществ (N2 и HNO3 соответственно) входит азот. Наша задача состоит в том, чтобы уравнять число атомов азота в формулах N2 и HNO3. Для этого перед формулой азотной кислоты нужно поставить коэффициент «2». Это и будет в данном случае стехиометрическая схема:
Далее задачу решаем обычным образом M(HNO3) = 63 г/моль. Vm = 22,4л/моль. Находим количество вещества азота и азотной кислоты:
Рассчитываем массу кислоты:
Задача 2. Вычислите массу 96% -ного раствора серной кислоты, которую можно получить из 3,6 кг пирита.
Решение. Находим количество вещества пирита:
Составляем стехиометрическую схему получения H2SO4 из пирита FeS2:
Определяем количество вещества серной кислоты и ее массу:
Находим массу раствора серной кислоты:
Контактный способ получения серной кислоты
Для чего нужна серная кислота?
Не очень часто нам приходится иметь дело непосредственно с серной кислотой. Может показаться, что не так уж она нам и нужна. А между тем трудно найти другой продукт, который был бы так важен, как серная кислота. Она необходима для производства удобрений, красителей, обуви, моющих средств, бумаги, смазочных масел, лекарств и т. д.
В настоящее время в промышленности в основном применяют контактный метод получения серной кислоты, позволяющий использовать аппараты с большей интенсивностью.
По технологическому оформлению производство серной кислоты из железного колчедана является наиболее сложным и состоит из нескольких последовательно проводимых стадий.
I. Сырье, используемое для производства серной кислоты:
1. Самородная сера S.
2. Пирит (серный колчедан) FeS2.
4. Сульфиды цветных металлов ZnS, Cu2S (рис. 55).
II. Подготовка сырья. Разберем производство серной кислоты из пирита FeS2.
1) Измельчение пирита. Перед использованием большие куски пирита измельчают в дробильных машинах. Вы знаете, что при измельчении вещества скорость реакции увеличивается, так как увеличивается площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ.
Рис. 55. Сырье для производства серной кислоты: а — сера; б — пирит; в — медный блеск; г — киноварь
Флотационная машина с воздушным перемещением в нем
Рис. 56. Флотация пирита
2) Очистка пирита. После измельчения пирит очищают от примесей (пустой породы и земли) методом флотации (рис. 56). Для этого измельченный пирит опускают в огромные чаны с водой, перемешивают, пустая порода всплывает наверх, затем ее удаляют.
III. Химизм производства и технологический процесс. Производство серной кислоты из пирита состоит из трех стадий.
Первая стадия — обжиг пирита в печи для обжига в «кипящем слое».
Уравнение реакции первой стадии:
Измельченный очищенный влажный (после флотации) пирит сверху засылают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800°С. Пирит раскаляется докрасна и находится в «подвешенном состоянии» из-за продуваемого снизу воздуха. Похоже это все на кипящую жидкость раскаленно-красного цвета.
За счет выделяющейся теплоты в результате реакции поддерживается температура в печи. Избыточное количество теплоты отводят: по периметру печи проходят трубы с водой, которая нагревается. Горячую воду используют дальше для центрального отопления рядом стоящих помещений.
Образовавшийся оксид железа Fe2O3 (огарок) в производстве серной кислоты не используют. Но его собирают и отправляют на металлургический комбинат, на котором из оксида железа получают металл железо и его сплавы с углеродом — сталь и чугун. Таким образом, выполняется принцип химического производства — безотходность.
Из печи выходит печной газ, состав которого: SO2, О2, пары воды (пирит был влажный!) и мельчайшие частицы огарка (оксида железа). Такой печной газ необходимо очистить от примесей твердых частиц огарка и паров воды.
Очистка печного газа от твердых частичек огарка проводят в два этапа — в циклоне (используется центробежная сила, твердые частички огарка ударяются о стенки циклона и ссыпаются вниз) и в электрофильтрах (используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра, при достаточном накоплении под собственной тяжестью они ссыпаются вниз), для удаления паров воды в печном газе (осушка печного газа) используют серную концентрированную кислоту, которая является очень хорошим осушителем, поскольку поглощает воду.
Осушку печного газа проводят в сушильной башне — снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота. На выходе из сушильной башни печной газ уже не содержит ни частичек огарка, ни паров воды. Печной газ теперь представляет собой смесь оксида серы SO2 и кислорода О2.
Вторая стадия — окисление SO2 в SO3 кислородом. Протекает в контактном аппарате.
Уравнение реакции этой стадии:
Сложность второй стадии заключается в том, что процесс окисления одного оксида в другой является обратимым- Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3).
а) Температура. Прямая реакция является экзотермической (+Q). Согласно правилам по смещению химического равновесия, для того чтобы сместить равновесие реакции в сторону экзотермической реакции, температуру в системе необходимо понижать. Но, с другой стороны, при низких температурах, скорость реакции существенно падает. Экспериментальным путем химики-технологи установили, что оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным образованием SO3 является температура 400—500°С. Это достаточно низкая температура в химических производствах. Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре, в реакцию вводят катализатор. Экспериментальным путем установили, что наилучшим катализатором для этого процесса является оксид ванадия V2O5.
б) Давление. Прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов: слева 3 объема газов (2 объема SO2 и 1 объем О2), а справа — 2 объема SO3. Раз прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов, то, согласно правилам смещения химического равновесия давление в системе нужно повышать. Поэтому этот процесс проводят при повышенном давлении.
Прежде чем смесь SO2 и О2 попадет в контактный аппарат, ее необходимо нагреть до температуры 400—500°С. Нагрев смеси начинается в теплообменнике, который установлен перед контактным аппаратом. Смесь проходит между трубками теплообменника и от них нагревается. Внутри трубок проходит горячий SO3 из контактного аппарата. Попадая в контактный аппарат, смесь SO2 и О2 продолжает нагреваться до нужной температуры, проходя между трубками в контактном аппарате.
Температура 400—500°С в контактном аппарате поддерживается за счет выделения теплоты в реакции превращения SO2 в SO3.
в) Выбор катализатора. Наиболее активным катализатором является платина, однако она вышла из употребления вследствие дороговизны и легкой отравляемости примесями обжигового газа, особенно мышьяком. Ванадиевый катализатор менее активен, чем платиновый, но дешевле и отравляется соединениями мышьяка в несколько тысяч раз меньше, чем платина; он оказался наиболее рациональным и только он применяется в производстве серной кислоты. Ванадиевая контактная масса содержит в среднем 7% V2O5; активаторами являются оксиды щелочных металлов, обычно применяют активатор К2О; носителями служат пористые алюмосиликаты. Обычные ванадиевые контактные массы представляют собой пористые гранулы, таблетки или кольца (рис. 57).
Рис. 57. Ванадиевый катализатор
Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO2 в SO3.
Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.
Третья стадия — поглощение SO3 серной кислотой. Протекает в поглотительной башне.
Почему оксид серы SO3 не поглощается водой? Ведь можно было бы оксид серы растворить в воде:
Дело в том, что если для поглощения оксида серы использовать воду, образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из ее мельчайших капелек <оксид серы растворяется в воде с выделением большого количества теплоты, серная кислота настолько разогревается, что закипает и превращается в пар). Дня того чтобы не образовывалось сернокислотного тумана, используют 98% -ную концентрированную серную кислоту. Два процента воды — это так мало, что нагревание жидкости будет слабым и неопасным. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум 
Уравнение реакции этого процесса:
Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю.
Схема производства серной кислоты контактным способом представлена на рисунке 58. Современный сернокислотный завод представлен на рисунке 59.
IV. Основной продукт — олеум.
Очень важным фактором при производстве серной кислоты является охрана окружающей среды. Вредные выбросы сернокислых заводов следует оценивать не только по действию содержащегося в них оксида серы на расположенные вблизи предприятия зоны, но и учитывать другие факторы — увеличение количества случаев респираторных заболеваний человека и животных, гибель растительности и подавление ее роста, разрушение конструкций из известняка и мрамора, повышение коррозионного износа металлов. Из-за кислотных дождей повреждены памятники архитектуры (Тадж-Махал). В зоне до 300 км от источника загрязнения (SO2) опасность представляет серная кислота, в зоне до 600 км — сульфаты. Серная кислота и сульфаты замедляют рост растений.
Рис. 58. Общая схема производства серной кислоты контактным способом
Серная кислота — самый важный продукт для химической промышленности. Для производства серной кислоты применяют контактный метод. Этот метод состоит из нескольких последовательно проводимых стадий: обжига пирита; окисление кислородом SO2 в SO3; поглощение SO3 серной кислотой. Основным продуктом в производстве серной кислоты является олеум.
Рис. 59. Завод по производству серной кислоты
Умей применять знания по химии
1. Если была пролита концентрированная серная кислота (например, из аккумулятора) необходимо разбавить водой и прибавить соду.
2. При разбавлении концентрированной серной кислоты водой обязательно приливают кислоту в воду!
Самое важное
Азот образует очень устойчивую молекулу N2, благодаря тому, что в молекуле образуется тройная связь.
Аммиак является важным соединением, образующим азотные удобрения и азотную кислоту. Аммиак является донором электронов, образует ион аммония 
.
Аммиак образуется в синтезе Габера из водорода и азота. Условиями его производства является: температура 450°С, давлении 10-30 МПа, в присутствии железного катализатора.
Азотная кислота проявляет свойства кислот и специфические свойства в реакциях с металлами и неметаллами.
Сера образует важные соединения, в которых проявляет степень окисления -2, +2, +4, +6.
Важным соединением является серная кислота. В промышленности серную кислоту получают контактным способом из пирита, серы — трехстадийным процессом.
Соединения азота и серы являются причиной кислотных дождей.
Услуги по химии:
Лекции по химии:
Лекции по неорганической химии:
Лекции по органической химии:
Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔ 
Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.
Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.
Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.
2.3.3. Химические свойства азота и фосфора.
Химические свойства азота
Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N2. Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N2 является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.
Взаимодействие азота с металлами
Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:
Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:
Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.
Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:
А также растворами кислот, например:
Взаимодействие азота с неметаллами
Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:
Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:
С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 о С и является обратимой:
Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.
Взаимодействие азота со сложными веществами
В рамках школьного курса ЕГЭ можно считать, что азот не реагирует ни с какими сложными веществами кроме гидридов активных металлов:
Химические свойства фосфора
Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.
Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P4, не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.
Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.
Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава Pn. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.
Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Pn и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.
Взаимодействие фосфора с неметаллами
Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р2O5:
а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):
Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:
Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:
В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.
Взаимодействие фосфора с металлами
Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:
Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:
А также водными растворами кислот-неокислителей:
Взаимодействие фосфора со сложными веществами
Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:
Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.
Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.
На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы — фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:
При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:
http://natalibrilenova.ru/azot-i-sera/
http://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/himicheskie-svojstva-azota-i-fosfora