Добування сульфатної кислоти



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Добування сульфатної кислоти



1 стадія. Піч для обжига колчедана. 4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2 + Q

2 стадія. Після очищення, осушування сірчистий газ надходить в контактний апарат, де окиснюється в сірчаний ангідрид (450°С – 500°С; катализатор V2O5): 2SO2 + O2 « 2SO3

3 стадія. Поглинальна башта: nSO3 + H2SO4(конц) ® (H2SO4•nSO3) (олеум). Воду використовувати не можна через утворення туману. Застосовують керамічні насадки і принцип протитоку.

Хімічні властивості

H2SO4 - сильна двохосновна кислота. H2SO4 « H+ + HSO4-

HSO4- « H+ + SO42-

H2SO4 утворює два типи солей - середні (сульфати, Na2SO4) та кислі (гідроген сульфати, NaHSO4).

1) Кислотні властивості. Реагує з:

а) основними оксидами:

CuO + H2SO4 ® CuSO4 + H2O

б) гідроксидами:

H2SO4 + 2NaOH ® Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + Cu(OH)2 ® CuSO4 + 2H2O

2) Вступає в обмінні реакції з солями:

BaCl2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2HCl

Утворення білого кристалічного осаду BaSO4 (нерозчинного в кислотах) є якісною реакцією на сульфати.

3) Окисні властивості:

a) розбавлена сульфатна кислота розчиняє тільки метали, що стоять в ряду напруг лівіше водню:

Zn0 + H2+1SO4(разб) ® Zn+2SO4 + H2O

б) концентрована H2+6SO4 – сильний окисник; при взаємодії з металами (крім Au, Pt) може відновлюватись до S+4O2 (якщо метал неактивний), S0 чи H2S-2 (якщо метал лужний чи лужноземельний). Без нагрівання не реагує також з Fe, Al, Cr - пасивуються):

2Ag0 + 2H2+6SO4 ® Ag2+1SO4 + S+4O2 + 2H2O

8Na0 + 5H2+6SO4 ® 4Na2+1SO4 + H2S-2 + 4H2O

4) концентрована H2S+6O4 реагує при нагріванні з деякими неметаллами. При цьому неметали окислюються до найвищого ступеня окиснення і утворюється S+4O2:

С0 + 2H2S+6O4(конц) ® C+4O2 + 2S+4O2 + 2H2O

S0 + 2H2S+6O4(конц) ® 3S+4O2 + 2H2O

2P0 + 5H2S+6O4(конц) ® 5S+4O2 + 2H3P+5O4 + 2H2O

Застосування сульфатної кислоти.

Отримання фосфорних і азотних добрив, пластмас, штучних волокон, барвників, лікарських та вибухових речовин.

Харчова, парфумерна, текстильна, шкіряна промисловість.

Очищення нафтопродуктів

Акумулятори.

Застосування солей сульфатної кислоти - сульфатів

1. Na2SO4·1OH2O - глауберова сіль, виробництво скла, соди

2. MgSO4·7H2O - магнезія – проносне

3. FeSO4·7H2O, CuSO4·5H2O - залізний і мідний купорос - боротьба з шкідниками сільсько-господарських культур

4. KAl(SO4)2·12H2O, KCr(SO4)2·12H2O – алюмокалієві та хромокалієві галуни - обробка шкіри

5. CaSO4·2H2O - гіпс, при прожарюванні перетворюється в алебастр

ВУГЛЕЦЬ

Електронна будова

Вуглець може мати наступні ступені окиснення:

С-4 С0 С+2 С+4

СН4 С СO СО2

Алотропні модифікації вуглеця

1. Алмаз. Кристалічна речовина, прозора, сильно заломлює промені світла, дуже тверда, проводить електричний струм, погано проводить тепло. Атоми вуглецю знаходяться в sp3-гібридизації і утворюють атомну кристалічну решітку з міцними ковалентними зв’язками. Можна отримати з графіту при p>50 тис. атм та t = 1200°C. Використовується в якості шліфувального порошку, склорізів, після огранки отримують діаманти.

2. Графіт. Кристалічна речовина, шарувата, непрозора, темно-сіра, має металевий блиск, м'яка, проводить електричний струм. У кристалічній решітці атоми вуглецю знаходяться в sp2-гібридному стані і утворюють шари з шестичленних кілець; між шарами діють міжмолекулярні сили. Використовується для виготовлення електродів, олівцевих грифелів, в якості сповільнювача нейтронів в ядерних реакторах, входить до складу деяких мастильних матеріалів.

напівпровідник.

3. Карбін. Чорний порошок, напівпровідник, складається із лінійних ланцюжків C = С = С = С ; атоми вуглецю знаходяться в sp-гібридному стані. При нагріванні переходить в графіт.

Хімічні властивості

Вуглець - малоактивний, на холоді реагує тільки з фтором; хімічна активність проявляється при високих температурах.

І. Відновні властивості

1) реагує з киснем

C0 + O2t°® CO2 углекислый газ

при нестачі кисню відбувається неповне згорання:

2C0 + O2t°®2C+2O угарный газ

2) реагує з фтором

С + 2F2 ® CF4

 

3) вступає в реакцію з водяним паром

C0 + H2O –1200°®С+2O + H2 (водяний газ)

 

4) реагує з оксидами металів

C0 + 2CuO –t°® 2Cu + C+4O2

 

5) вступає в реакцію з кислотами-окисниками:

C0 + 2H2SO4(конц.) ® С+4O2 + 2SO2 + 2H2O

С0 + 4HNO3(конц.) ® С+4O2 + 4NO2 + 2H2O

ІІ. Окисні властивості.

6) з деякими металами утворює карбіди

4Al + 3C0 ® Al4C3

Ca + 2C0 ® CaC2-4

7) з воднем утворює метан

C0 + 2H2 ® CH4

Застосування вуглецю.

1. Сажу використовують як наповнювач при виробництві гуми і як друкарську фарбу.

2. Сполуки вуглецю - кам'яне вугілля, природний газ, нафта - паливо.

3. Відновлювач в металургії.

4. Адсорбент.

КАРБОН (II) ОКСИД - CO

Чадний газ; безкольоровий, без запаху, малорозчинний у воді, розчинний в органічних розчинниках, токсичний, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

Ступінь окислювання вуглецю в СО +2, але валентність дорівнює 3. два ковалентних зв'язки утворюються за обмінним механізмом і один зв'язок по донорно-акцепторному (вільна орбіталь належить збудженому атому вуглецю, а пара електронів - кисню).

Добування

1) В промисловості (в газогенераторах):

C + O2 ® CO2

CO2 + C ® 2CO

2) В лабораторії - термічним розкладом мурашиної або щавелевої кислот в присутності H2SO4(конц.):

HCOOH ® H2O + CO

H2C2O4 ® CO + CO2­ + H2O

Хімічні властивості.При звичайних умовах CO інертний; при нагріванні – виявляє відновні властивості; несолетвірний оксид. Вступає в реакції з:

1)киснем: 2C+2O + O2 ® 2C+4O2

2) оксидами металів: C+2O + CuO ® Сu + C+4O2

3) хлором (на світлі): CO + Cl2hn® COCl2(фосген)

4) розплавом лугу (під тиском) :CO + NaOH ® HCOONa (форміат натрію)

5) перехідними металами утворює карбоніли: Ni + 4CO –t°®Ni(CO)4, Fe + 5CO –t°®Fe(CO)5

КАРБОН (IV) ОКСИД - СO2 (ВУГЛЕКИСЛИЙ ГАЗ)

Молекула СО2 має лінійну будову (О = С = О) і малополярна. Тому діоксид вуглецю погано розчинний у воді. Він важчий за повітря і накопичується в колодязях, погребах, витісняючи кисень і може бути причиною задухи. Вуглекислий газ, безбарвний, без запаху; t пл. = -78,5ºC (твердий CO2 називається "сухий лід"); не підтримує горіння.

Добування

1. Термічний розклад карбонатів: CaCO3t°® CaO + CO2­

2. Дією сильних кислот на карбонати та гідрогенкарбонати: CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2

NaHCO3 + HCl ® NaCl + H2O + CO2

Способи збирання

Витісненням повітря

Хімічні властивості

Виявляє кислотні властивості та реагує з основними оксидами, основами, утворюючи карбонати.

Na2O + CO2 ® Na2CO3

2NaOH + CO2 ® Na2CO3 + H2O

NaOH + CO2 ® NaHCO3

При підвищеній температурі може виявляти окисні властивості:С+4O2 + 2Mg –t°® 2Mg+2O + C0

Якісна реакція: помутніння вапняної води - Ca(OH)2 + CO2 ® CaCO3¯(белый осадок) + H2O

Воно зникає при тривалому пропусканні CO2 через вапняну воду, тому що нерозчинний карбонат кальцію переходить в розчинний гідрокарбонат: CaCO3 + H2O + CO2 ® Сa(HCO3)2

КАРБОНАТНА КИСЛОТА ТА ЇЇ СОЛІ (H2CO3)

Кислота слабка, існує лише у водному розчині:

CO2 + H2O « H2CO3

Двохосновна:

H2CO3 « H+ + HCO3-

HCO3- « H+ + CO32-

Характерні кислотні властивості та реагує з основними оксидами, основами, утворюючи карбонати.

Na2O + H2CO3 ® Na2CO3 + H2O

2NaOH + H2CO3 ® Na2CO3 + 2H2O

NaOH + CO2 ® NaHCO3.

Карбонатна кислота утворює 2 типи солей: середні солі - карбонати (СO32-) та кислі солі гідрокарбонати (HCO3-).

Карбонати та гідрокарбонати можуть перетворюватись один в одного:

2NaHCO3t°® Na2CO3 + H2O + CO2

Na2CO3 + H2O + CO2 ® 2NaHCO3

Карбонати металів (крім лужних) при нагріванні декарбоксилуються з утворенням оксидів:

CuCO3t°® CuO + CO2

Якісна реакція - "скипання" при дії сильної кислоти:

Na2CO3 + 2HCl ® 2NaCl + H2O + CO2

Застосування карбонатів

1. Na2CO3·10H2O - кристалічна сода, Na2CO3 - кальцинована сода - миючий засіб, виробництво скла, мила, паперу.

2. NaHCO3 - гідрокарбонат натрію - питна сода.

3. K2CO3 - карбонат калію, поташ - виробництво мила, скла.

4. СaCO3 - вапняк, крейда, мармур - будматеріали.

КРЕМНІЙ

Відкритий Ж. Гей-Люссаком и Л.Тенаром в 1811р.

Другий по розповсюдженості елемент в земній корі (27,6% по масі)

 

1s22s22p63s23p2  
  Збуджений стан  

Можливі ступнеі окиснення

Si-4 Si0 Si+4

SiН4 Si SiО2

Алотропія

1. Кристалічний - темно-сіра речовина з металевим блиском, велика твердість, крихкий, напівпровідник; r = 2,33г/см3, tпл. = 1415°C; tкип. = 2680°C. Має алмазоподібну структуру (sp3-гібридизація атомів кремнію) і утворює міцні ковалентні s-зв'язки. Інертний.

2. Аморфний - бурий порошок, гігроскопічний, алмазоподібна структура, r = 2 г/см3, більш реакційноздатний.

Добування

1) в промисловості: 2С + Si+4O2t°® Si0 + 2CO

2) в лабораторії: 2Mg + Si+4O2t°® 2MgO + Si0

Хімічні властивості

Типовий неметал, інертний.

І. Відновні властивості.Реагує з:

1) киснем: Si0 + O2t°® Si+4O2

2) фтором (без нагрівання): Si0 + 2F2 ® SiF4

3) вуглецем: Si0 + C –t°® Si+4C (SiC - карборунд -твердий; використовується для шліфування)

4) сумішю нітратної та плавикової кислот: 3Si + 4HNO3 + 18HF ® 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O

6) лугами при нагріванні: Si0 + 2NaOH + H2O ® Na2Si+4O3+ 2H2

ІІ. Окисні властивості.Реагує з металлами (утворюються силіциди): Si0 + 2Mg –t°® Mg2Si-4

Застосування кремнію. Виготовлення напівпровідникових приладів (електроніка), фотоелементів (в т.ч. енергетичних), жаростійких сплавів (феросиліцій).

СИЛАН SiH4

Безкольоровий, отруйний газ, t°пл. = -185°C, t°кип. = -112°C.

Добування:Mg2Si + 4HCl ® 2MgCl2 + SiH4­



Последнее изменение этой страницы: 2016-04-26; просмотров: 905; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 35.153.166.111 (0.006 с.)