Сульфид аммония с хлором

Составление уравнений химических реакций представляется несложной операцией, смысл которой – подстановка формул веществ в общие схемы, например такие:

1) элемент + кислород = оксид;
2) металл + неметалл = соль;
3) активный металл + вода = основание + водород;
4) кислота + основание = соль + вода.

Однако известны реакции, не укладывающиеся в законы формальной логики. При записи правой части уравнений таких реакций требуется умение рассуждать, какие продукты получатся. Бывает, что процесс протекает в несколько стадий, зависит от мольных соотношений реагентов, температуры и т. п.
Ниже приведены неполные уравнения реакций, которые предлагали на подготовительных курсах в Российском медицинском университете (бывший 2-й Московский государственный медицинский институт им. Н.И.Пирогова).
Изучение этого материала включено в программу по химии для 9-го класса общеобразовательных школ. Здесь мы приводим составление уравнений повышенной сложности.
Заметим, что в нашем распоряжении имелись только задания, без ответов к ним. Попробуйте и вы самостоятельно сориентироваться в незнакомой ситуации. Подобные задачи часто встречаются на олимпиадах, в вопросах конкурсных экзаменов в вуз. Их можно использовать при организации школьных олимпиад.

1. Что случится с тремя предложенными веществами при нагревании? Активный металл магний восстанавливает хром из его оксида. Нитрат серебра при этом разлагается до металлического серебра, диоксида азота и кислорода. Кроме того, магний захватывает один из двух атомов кислорода молекулы NO₂, переводя ее в монооксид NO, и связывает молекулярный кислород, полученный при разложении AgNO₃. Схема процесса:

Заметим, что в зависимости от мольных соотношений реагентов Сr₂О₃ и AgNO₃, например, равных 1:2 (вариант 1) или 1:1 (вариант 2), коэффициенты в уравнении реакции будут разными.
Поскольку в формуле Сr₂О₃ два атома хрома, то при составлении электронного баланса удваиваем число атомов хрома. Коэффициенты при атомах серебра и азота в варианте 1 равны 2, а в варианте 2 равны 1. Соответственно коэффициенты при атомах магния будут 7 (вариант 1) и 5 (вариант 2).

Считаем, что цинк и оксид меди(I) взяты в эквимолярных количествах, следовательно, в электронном балансе необходимо удвоить число атомов меди.

Запишем уравнение реакции с коэффициентами:

Предполагая, что выделяется газ NО₂, определим коэффициенты в уравнении реакции.

Для уравнивания числа перемещенных электронов исходные вещества необходимо взять в мольных соотношениях:

3. Дело сводится к первоначальному взаимодействию хлора с водой:

Одна из образующихся кислот хлора – НСlO – в условиях реакции (нагревание) разлагается на хлористый водород и кислород:

Реакция обмена между соляной кислотой и гидрокарбонатом бария протекает с выделением углекислого газа и образованием соли ВаСl₂ и воды.
Из уравнений реакций образования НCl видно, что для получения молекулы О₂ требуется две молекулы Cl₂. Остальные коэффициенты легко определяются:

Необычность уравнения в том, что в его левой и правой частях присутствуют формулы молекулы воды. Таким образом задаются условия протекания реакции (в водной среде).

6. Будем считать, что сначала протекает реакция обмена с образованием осадка карбоната бария:

Однако на этом реакция не останавливается. Сода Na₂СO₃ в водном растворе гидролизуется:

Образующаяся щелочь NaОН переводит кислый дигидрофосфат натрия NaH₂PO₄ в моногидрофосфат натрия Na₂HPO₄, а в избытке соды – в средний фосфат Na₃PO₄. Таким образом, одна формульная единица Na₂СO₃ осаждает ион бария Ba 2+ в виде BaCO₃ и еще четыре Na₂СO₃ требуются для связывания четырех протонов от Ba(H₂PO₄)₂.
Коэффициент в уравнении перед Na₂СO₃ – 5. В результате конечное уравнение имеет вид:

Заключительное уравнение имеет вид:

8. Предположим, что хлорид железа(III) вступает в реакцию ионного обмена с сульфидом аммония. Образующийся при этом сульфид железа(III) тут же разлагается водой с осаждением гидроксида железа(III) и выделением газообразного сероводорода. Уравняем прежде всего число атомов хлора и ионов аммония, затем определим остальные коэффициенты:

9. Кислотный оксид NO₂ с водой образует азотную кислоту и в качестве побочного продукта – оксид азота(II) NO:

Это окислительно-восстановительная реакция диспропорционирования. Одни атомы азота в диоксиде NO₂ отдают электроны (окисляются), другие – принимают эти электроны (восстанавливаются).

Расставим коэффициенты в промежуточном уравнении (1):

Оксид азота NO улетучивается, а азотная кислота взаимодействует с питьевой содой NaНСО₃. Сильная кислота НNO₃ вытесняет слабую кислоту Н₂СО₃ из ее соли NaHСО₃. Образующаяся угольная кислота Н₂СО₃ неустойчива и разлагается на углекислый газ и воду:

Все сказанное, просуммировав, можно записать одним уравнением:

Здесь, как и в задании 3, вода фигурирует в левой и правой частях уравнения. На первой стадии процесса (1) вода расходуется, а на второй стадии (2) вода выделяется.
В мягких условиях возможно образование солей двух кислот азота – азотной и азотистой:

10. В результате реакции обмена, протекающей в твердой фазе, образуются нитрат аммония и дигидрофосфат калия:

Вариант 1. При нагревании твердый нитрат аммония NH₄NO₃ разлагается:

Термическое разложение КН₂РО₄ приводит к метафосфату калия:

Суммарное уравнение процесса:

Вариант 2. Можно предположить, что при нагревании исходной смеси сначала разложится нитрат калия с выделением кислорода и образованием нитрита калия:

Дальнейшая реакция обмена:

Термолиз нитрита аммония происходит с образованием азота N₂ и воды:

Из KН₂PO₄, как и в варианте 1, при нагревании получается метафосфат калия и вода.

Итоговое уравнение этого варианта реакции:

В реакции мольное соотношение реагентов:

Здесь наряду с ожидаемыми AlPO₄ и NО₂ получается оксид Р₂О₅.
Если отношение количеств вещества

то кроме AlРО₄ и NO₂ в реакции образуется кислород:

Вариант 2. Предполагая, что нитратный азот восстанавливается до степени окисления +2 (оксид NО), имеем:

В этом случае, как и в реакции из варианта 1, фосфорная компонента оказывается в избытке по отношению к мольному количеству ионов алюминия, с которым она образует соль AlPO₄.

12. Сначала более активный неметалл углерод (ЭО(С) = 2,5, ЭО(Si) = 1,8) восстанавливает кремний из его оксида:

Затем углерод соединяется с кремнием, образуя карбид углерода – карборунд:

Азот - один из важнейших элементов органической химии. В виде сложных соединений элемент N является важной частью белков, из которых состоят все живые организмы на нашей планете. Этот достаточно активный химический элемент образует множество соединений, одним из которых является соединение аммония.

Что это такое

В молекуле аммиака азот охватывает своими ковалентными связями три атома водорода, причем последняя электронная связь остается свободной. Таким образом, аммоний может выступать донором различных химических реакций, образовывая четвертую – незатраченную ковалентную связь с другими веществами и соединениями. Если такое соединение происходит с атомом водорода, образуется молекула NH₄. Полученный элемент может реагировать с различными кислотами, которые находятся в растворенном или концентрированном виде. При взаимодействии аммиак их нейтрализует. В итоге реакции получаются соли аммония - термически неустойчивые соединения. Если соль аммония нагревать, она быстро разлагается на составляющие вещества. При повышении температуры образуется аммиак с кислотой. Возможен и обратный процесс. Например, при взаимодействии с сероводородной кислотой можно получить сульфид аммония.

Формула

Это соединение записывается в химических уравнениях в видеследующей формулы.

Распространенные химические реакции

Гидролиз сульфида аммония отличается от других реакций подобных солей тем, что в ней принимают участие и катионы, и анионы одного и того же вещества. Процесс реакции зависит от температуры. Гидролиз сульфида аммония может быть записан следующим образом:

ионное уравнение гидролиза по катиону:
NH₄ + +H₂O = NH₃*H₂O + H+;
уравнение гидролиза по аниону проходит в два этапа:

Итоговое ионное уравнение реакции выглядит следующим образом:

NH4 + +S2- + 2H2O = NH3*H2O + HS- + H+ + OH-.

Стандартная запись этой химической реакции выглядит так:

Без нагревания реакция может быть обратима и происходит по первой ступени. Но если вещество подогреть, реакция станет необратимой – конечные вещества аммиак и сероводород просто покидают поле взаимодействия и улетучиваются.

Получение сульфида аммония

Сульфид аммония чаще всего получают при взаимодействии сероводорода с избытком аммиака:

Одной из наиболее характерных особенностей этого соединения является полное разложение соединения в воде. Цепь химической реакции выгладит следующим образом:

Сульфид аммиака в воде распадается на аммиак и сероводород.

Дальнейшее разложение сопровождается выделением водорода и появлением растворенного в воде аммиака и слабого аниона HS - . Поэтому в таблицах, поясняющих раствормость химических элементов, сульфид аммония помечен пропуском.

Практическое применение

В промышленности практическое применение разработано для паров сульфида аммония. Жидкая форма этого соединения используется при транспортировке. Хранят его в закрытых, химически инертных емкостях.

Это вещество хорошо знакомо фотографам и текстильщикам. В фотографии это соединение используется для обработки пленки. При взаимодействии с сильными основаниями происходит химическая реакция, сопровождающаяся выделением вредных веществ. В текстильной промышленности сульфид аммония используется как компонент отбеливающих смесей. Металлурги и реставраторы успешно пользуются им для превращения патины в бронзу. Сульфид аммония непременно используется при производстве мочевины, как важного удобрения, а также при производстве соды.

Для большинства химия - скучная и сложная наука, но мы же знаем, что это не так )

Лично я заинтересовался химией после посмотра фейерверка, и понеслась душа в рай, как говорится.

Возможно этот пост вызовет интерес у кого-нибудь ещё ( по крайней мере я на это надеюсь ))

Я лично облазил всю Лигу химиков, здесь были посты с опытами, но они были одиночные, да и самих этих постов не очень много. Так вот, я решил сделать пост ( или даже серию ) с опытами, которые можно повторить не имея дорогих реактивов, или особых навыков в химии.

И, наконец-то, спустя 7 месяцев ~~долгой подготовки видео и сдачи экзаменов~~ моей лени я готов выложить этот пост. *троекратное ура*

1) Это, наверное, самый известный эффектный химический опыт. Дихроматный вулканчик.

Всё, что надо вам для проведения этого опыта это: негорючая подложка и дихромат аммония, который есть во многих наборах для проведения опытов ( ну или его можно одолжить у учителя химии, он есть в каждой школьной лаборатории )

Порядок проведения опыта:

1) Насыпать горку дихромата аммония на подложку

Над вулканчиком не дышим, если не хотим получить дозу дихромата в лёгкие.

2) Крайне интересный опыт ( честно представить не могу почему о нем почти никто не знает ) Химический хамелеон. Для проведения этого опыта вам понадобятся: марганцовка,сахар и щёлочь ( прекрасно подойдет средство для очистки труб "Крот" ( лучше брать гранулированный ), именно его я использую. Также щёлочь есть в наборах для проведения опытов) обязательно соблюдаем технику безопасности при работе с щёлочью:

1) не пить, в глаза не капать, попала куда-нибудь - не паниковать и быстренько смыть проточной водой.

2) Если все-таки выпили или накапали в глаза, выполняете первый пункт и бегом к врачу

Для проведения опыта нам понадобятся два раствора:

1) Раствор марганцовки, концентрации приблизительно как на видео ( для этого нужно совсем чуть-чуть маоганцовки )

2) Раствор сахара и щёлочи, я исходил из расчётов: чайная ложка\кубик сахара на 50 мл раствора и около двух третей чайной ложки гранулированной щелочи (ложкой по назначению после этого желательно не пользоваться ) или около 15 мл, если у вас жидкий "Крот"

Растворы слиаются в равных объемах, реакция начнется сразу: сначала раствор потемнеет, потом станет зеленым и потихоньку зелёный перейдёт в жёлтый.

3) Я его назвал "переходы зелёнки", это еще менее известный опыт.

Для его проведения вам понадабятся: зелёнка, серная кислота ( можно купить автомобильный электролит для аккумулятора, я использовал его ) щёлочь и перекись водорода из аптеки.

Здесь мы так же используем два раствора:

1) В 100 мл воды развести пару капель зелёнки.

2) Здесь все немного сложнее, берем около 10 мл перекиси и 50 мл раствора щёлочи ( около чайной ложки гранул). Почему сложнее? Потому что из опыта в опыт может потребоваться разное количество щёлочи, поэтому лучше заготовить дополнительную порцию на всякий случай.

Порядок проведения опыта:

1) В раствор зелёнки добавляем совсем чуть-чуть серной кислоты ( пары мл будет достаточно )

2) Струйкой при перемешивании вливаем второй раствор ( перемешивание для равномерности изменения цвета )

После добавленя серной кислоты раствор зелёнки станет жёлто-оранжевым, при добавлении второго раствора цвет сначала вернется к изначальному, а потом начнётся обесцвечивание, при этом можно будет наблюдать красивый бирюзовый цвет.

Также не забываем про технику безопасности.

4) Вода - сок -газировка

Довольно интересный опыт. Чтобы его провести нам понадобятся: фенолфталеин ( его можно взять из набора для опытов, в школьной лаборатории он однозначно есть. Раньше его продавали в аптеках под названием "пурген", сейчас, вроде, перестали ), любая кислота, щёлочь и сода.

Этот опыт требует небольшой подготовки: перед началом показа на дно стаканчика надо налить немного раствора фенолфталеина.

Нам понадобится раствор соды с щёлочью. Почему с щелочью? Потому что если использовать только соду, то 1) цвет "сока" будет не настолькот насыщенный и 2) пена выльется из стакана, как показано на видео. В 50 мл воды растворите половину чайной ложки соды и еще столько же гранул щёлочи.

Порядой проведения опыта:

( опыт проводится в одной ёмкости )

1) Налить немного раствора фенолфталеина на дно стакана

2) Влить раствор соды с щёлочью
3) Прилить приблизительно столько же кислоты

При приливании раствора соды с щёлочью раствор окрасится в малиновый цвет ( как мы все знаем: Фенолфталеиновый *индикатор* в щелочах малиновый :3 )

Примечание: если у вас есть соли кальция или бария ( для бария весьма маловероятно, а так можно немного мрамора растворить в уксусе или соляной кислоте, у кого что есть ), то можно добавить еще одну "стадию" - молоко. Для этого как кислоту надо использовать серную кислоту, а после ее приливания добавить раствор соли бария или кальция ( на видео я этого не делал )

5) Лёд из стакана

Довольно простой опыт. Нам понадобятся: жидкое стекло\канцелярский клей и любая кислота.

Порядок проведения опыта:

1) В стакан налить немного жидкого стекла\канцелярского клея

2) Прилить кислоту (примерно столько же сколько и жидкого стекла\концелярского клея ) и немного перемешать

3) Можно вывалить гель из стакана на руку и отжать, чтобы показать, что там образовалось что-то твёрдое ( не забываем после этого помыть руки )

Примечание: у этого опыта есть иная варияция, её проводят в пробирке. После приливания кислоты пробирку переворачивают, но из неё ничего не выливается ( если всё сделано правильно: чем меньше воды, тем лучше )

6) Я назвал этот опыт "переходы меди"

Для проведения опыта понадобятся: медный купорос ( его можно купить в садовом магазине ), щёлочь и аммиак ( он продается в аптеке )

Порядак проведения опыта:

1) Растворить немного медного купороса в 50мл воды ( концентреция не очень важна )

2) Прилить 10 мл раствора щёлочи ( половину чайной ложки гранул на 50 мл будет выше крыши )

3) Прилить немного аммиака и перемешать

При добавлении щёлочи из голубого раствора медного купороса выпадет голубай осодок, после приливания аммиака осодок растворится, а раствор приобретет темно-синюю окраску

7) Опыт аналогичный с предыдущим - "переходы железа"

Для его проведения нам понадобятся: железный купорос ( его можно купить в садовом магазине ), перекись водорода, щёлочь, кислота и роданид калия ( он не обязателен, но нужен для последней части, он есть в некоторых наборах для проведения опытов, или можно спросить в школьной лаборатории )

Порядок проведения опыта:

( опыт проводится в одной ёмкости )

1) Растворить немного железного купороса в воде ( около половины чайной ложки на 50 мл )

2) Прилить к железному купоросу 10 мл ( половина чайной ложки гранул на 50 мл воды ) раствора щёлочи

3) Прилить около 10 мл ( точность не важна ) перекиси водорода и перемешать

4) Добавить достаточное количество кислоты ( чтобы растворить осадок )

5) Прилить раствор роданида калия ( буквально на кончике ножа на 50 мл )

Не забываем про технику безопасности, роданид калия - сильный яд, так что с ним надо поосторожнее, не пить то есть.

Примечание: у этого опыта есть не менее интересныая вариация - "хирург"

Для проведения понадобится только раствор трехвалентной соли железа ( можно сделать из железного купороса, добавив немного перекиси с кислотой, или купить хлористое железо на радио рынке ) и роданид калия

Порядок проведения опыта: нанести на руку раствор роданида калия "спирт", а на нож нанести раствор трехвалентного железа "йод". Провести тыльной ( тоо бишь тупой, мы же не хотим сделать порез на месте с ядохимикатом) ) стороной ножа, покрытой "йодом", на этом месте сразу же появится "кровавая рана", которую после можно спокойно убрать тряпкой.

Не забудьте после этого помыть руку.

8) Ну и напоследок немного не химический опыт, но от этого не менее завораживающий.

Для его проведения нам понадобятся: стальная вата ( её можно заказать на алиэкспрессе, а мне посчастливилось наткнуться на неё в фикспрайсе ) и тяжёлый негорючий шнур (я использовал usb шнур старый) . Почему тяжёлый? Для того чтобы можно было по-человечески его раскрутить.

Порядок проведения опыта:

1) Хорошо привязать стальную вату к шнуру ( если она будет привязана не достаточно хорошо, то при вращении она просто разлетится на куски, как показано на видео ) и распушить.

2) Поджечь стальную вату в нескольких местах и начать быстро крутить

Опыт, естественно, лучше проводить в темное время суток.

Сама по себе стальная вата тоже красиво горит.

Вот так выглядит сама вата.

Надеюсь вам понравилось, вы узнали что-то новое.

Не кидайтесь камнями за качество видео, довольно сложно сфокусироваться на прозрачных стаканах на белом фоне.

Если этот пост вызовет большой интерес я постараюсь нашкрести еще опытов на вторую часть и когда-нибудь её выпущу.

Спасибо, что досмотрели пост до конца :3

Только перед публикацией заметил, что чуть не выпустил на свет божий "Химия для смертных или Интересные опяты, которые можно повторить самому" )

Задача 851.
Почему сульфид цинка растворяется в соляной кислоте, а сульфид меди нет? В какой кислоте можно растворить сульфид меди?
Решение:
Взаимодействие сульфида цинка с соляной кислотой выражается уравнением:

ZnS(к) + 2HCl ↔ ZnCl₂ + H2S(г)

ZnS + 2H + ↔ Zn 2+ + H₂S

Присутствие в числе исходных веществ малорастворимого электролита ZnS, при образовании которого связываются ионы S 2- , обуславливает протекание реакции влево. С другой стороны, при образовании слабого электролита H₂S также связываются ионы S 2- , способствующие протеканию реакции вправо. Таким образом, ионы S 2- участвуют в двух процессах, приводящих к установлению двух равновесий:

S 2- + Zn 2+ ↔ ZnS(к);
S 2- + 2Н + ↔ Н 2 S(г).

Протекание того или иного процесса зависит от того, какое из двух веществ – сероводород или сульфид цинка – в большей степени связывает ионы S 2- . Константа диссоциации H₂S (K = K₁ . K₂ = 6 . 10 -22 ), произведение растворимости ZnS равно 1,3 . 10 -23 . Из чего вытекает, что связывание ионов S 2- в молекулы H₂S происходит полнее, чем в ZnS. Поэтому рассматриваемая реакция протекает вправо – сульфид цинка растворяется в соляной кислоте. Аналогично два равновесия устанавливаются в системе CuS—HCl:

S 2- +Cu 2+ ↔ CuS(к);
S 2- + 2Н + ↔ Н₂S(г).

Но произведение растворимости CuS равно 3,2 . 10 -38 , что меньше, чем 6 . 10 -22 . Поэтому связывание ионов S 2- в CuS происходит полнее, чем в молекулах H₂S и, равновесие в системе:

сместится влево; сульфид меди не растворим в растворе соляной кислоты. Следовательно, сульфид меди растворится в растворе той кислоты, суммарная константа диссоциации которой будет иметь меньшее численное значение, чем ПР(CuS), например, ортокремниевая кислота H₄SiO₄ численное значение К = К₁ . К₂ . К₃ . К₄ = 8 . 10 -48 .

Задача 852.
Каковы продукты реакции взаимодействия хлорида железа (III): а) с сероводородом; б) с сульфидом аммония?
Решение:
а) Хлорид железа (III) и сероводород реагируют с образованием хлорида железа (II), серы и хлороводорода:

Данная реакция протекает по окислительно-восстановительному механизму, где роль окислителя играет FeCl₃, а восстановителя – H₂S.

б) Между хлоридом железа (III) и сульфидом аммония протекает реакция по обменному механизму с образованием сульфида железа (III) и хлорида аммония:

Задача 853.
Объяснить, почему ZnS и РbS можно получить обменной реакцией в водном растворе, а Al₂S₃ и Cr₂S₃ нельзя. Указать способ получения Al ₂ S ₃ и Cr ₂ S ₃.
Решение:
Малорастворимые сульфиды металлов можно осадить из растворов солей действием сероводорода или сульфида аммония:

Являясь солями слабой кислоты, растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих элементы в высоких степенях окисления Al ₂ S ₃ и Cr ₂ S ₃ и др.), часто идет до конца, он необратим. Поэтому Al ₂ S ₃ и Cr ₂ S ₃ нельзя получить обменной реакцией в водном растворе. Обычно для их получения используют сплавление метала с серой в отсутствие кислорода и влаги:

2Al + 3S
Al₂S₃;
2Cr + 3S
Cr₂S₃.

Сульфид хрома поучают:
Сплавление оксида хрома(III) с сероводородом:

2Cr₂O₃ + 9S
2Cr₂S₃ + 3SO₂↑

Пропускание сероводорода через нагретый оксид хрома(III):

Cr₂O_{3 +} 3H₂S
Cr₂S₃ + 3H₂O

Задача 854.
Какова реакция среды в растворах: а) Na₂S; 6) (NH₄)₂S; в) NaНS?
Решение:
а) Na₂S – соль сильного основания си слабой кислоты, гидролизующаяся по аниону:

Na₂S ↔ 2Na + + S 2- ;
S 2- + H₂O ↔ HS - + OH - (ионно-молекулярная форма);
Na₂S + H₂O ↔ NaHS + NaOH (молекулярная форма).

Гидролиз преимущественно протекает по первой ступени, при этом образуется избыток ионов ОН - , которые придают раствору соли щелочную среду, рН > 7.

б) (NH₄)₂S – соль слабого однокислотного основания и слабой двухосновной кислоты, гидролизуется как по катиону, так и по аниону:

(NH₄)₂S ↔ 2NH₄ + + S 2- ;
NH₄ + + H₂O ↔ NH4OH + H + (ионно-молекулярная форма);
S 2- + H₂O ↔ HS - + NH ₄ OH ( ионно- молекулярная форма).

При гидролизе солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой в растворе образуются в избытке как ионы Н + так и ионы ОН - , которые взаимодействуя друг с другом образуют Н₂О:

Н + + ОН - ↔ Н₂О

Казалось бы, реакция среды должна быть нейтральной по причине образования воды, но, на самом деле, реакция среды бывает или слабокислой, или слабощелочной, что зависит от силы кислоты и основания, образующие соль. Так, если К_D основания меньше, чем K_D кислоты, то гидролиз соли будет преимущественно протекать по катиону и, следовательно, в растворе будут незначительно преобладать ионы водорода Н + , что придаст раствору слабокислую среду, рН раствора будет незначительно меньше семи. Так как K_D(H₂S) - , что придаёт ему слабощелочную среду, рН > 7.

в) NaНS – кислая соль слабой кислоты и сильного основания, которая будет гидролизоваться по аниону:

NaHS ↔ Na + + HS - ;
HS - + H₂O ↔ H₂S + OH - (ионно-молекулярная форма);
NaHS + H₂O ↔ H₂S + NaOH (молекулярная форма).

При гидролизе гидросульфида натрия образуется избыток ионов ОН - , которые придают раствору соли щелочную среду, рН > 7.

Аммония сульфид используется в фотографическом развитии, для обращения патину в бронзу, и в текстильной промышленности. Также, из-за противного запаха, это активный ингредиент во множестве грязных розыгрышей, включая распространенную вонючую бомбу.

Химические свойства

Сульфид аммония, будучи солью, образованной из слабого основания и слабой кислоты реагирует с водой следующим образом:

S 2- + H₂O ↔ HS - + OH -

Образуется слабодиссоциированный анион HS - и растворенный в воде аммиак. Именно поэтому в таблице растворимости это вещество помечено прочерком.

Получение

Аммония сульфид создается из реакции сероводорода в избытке аммиака:

Безопасность

H +

Li +

K +

Na +

NH₄ +

Ba 2+

Ca 2+

Mg 2+

Sr 2+

Al 3+

Cr 3+

Fe 2+

Fe 3+

Ni 2+

Co 2+

Mn 2+

Zn 2+

Ag +

Hg 2+

Hg₂ 2+

Pb 2+

Sn 2+

Cu +

Cu 2+

OH −

—

F −

Cl −

—

Br −

I −

—

S 2−

—

SO₃ 2−

SO₄ 2−

—

NO₃ −

—

NO₂ −

PO₄ 3−

—

CO₃ 2−

—

CH₃COO −

—

CN −

—

SiO₃ 2−

Wikimedia Foundation . 2010 .

Аминосульфоновая кислота
NHK Trophy 2012

сульфид аммония — сернистый аммоний, замещённый ю … Cловарь химических синонимов I

Сульфид золота(I) — Общие Систематическое наименование Сульфид золота(I) Традиционные названия сернистое золото Химическая формула Au2S Физические свойства Состояние … Википедия

Сульфид золота(II) — Общие Систематическое наименование Сульфид золота(II) Традиционные названия Сернистое золото Химическая формула AuS Физические свойства Состояние ( … Википедия

Сульфид золота(III) — Общие Систематическое наименование Сульфид золота(III) Традиционные названия Сернистое золото Химическая формула Au2S3 Физические свойства … Википедия

Сульфид молибдена(VI) — Общие Систематическое наименование Сульфид молибдена(VI) Традиционные названия Сернистый молибден Химическая формула MoS3 Физические свойства Состояние ( … Википедия

Сульфид молибдена(III) — Общие Систематическое наименование Сульфид молибдена(III) Традиционные названия Сернистый молибден Химическая формула Mo2S3 Физические свойства … Википедия

Сульфид платины(II) — Общие Систематическое наименование Сульфид платины(II) Традиционные названия Сернистая платина Химическая формула PtS Физические свойства Состояние ( … Википедия

Сульфид платины(III) — Общие Систематическое наименование Сульфид платины(III) Традиционные названия Сернистая платина Химическая формула Pt2S3 Физические свойства … Википедия

Сульфид платины(IV) — Общие Систематическое наименование Сульфид платины(IV) Традиционные названия Сернистая платина Химическая формула PtS2 Физические свойства Состоя … Википедия

Сульфид хрома(II) — Общие Систематическое наименование Сульфид хрома(II) Традиционные названия Сернистый хром Химическая формула CrS Физические свойства Состояние ( … Википедия

Читайте также: