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⁺ + SO₄^2-

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 + O₂ –^t°® CO₂ углекислый газ

при нестачі кисню відбувається неповне згорання:

2C⁰ + O₂ –^t°®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 + Cl₂ –^hn® 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: CaCO₃–^t°® 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⁺ + CO₃^2-

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 (СO₃^2-) та кислі солі гідрокарбонати (HCO₃^-).

Карбонати та гідрокарбонати можуть перетворюватись один в одного:

2NaHCO₃ –^t°® Na₂CO₃ + H₂O + CO₂

Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ ® 2NaHCO₃

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

CuCO₃ –^t°® 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)

 

1s^22s^22p^6 3s^23p^2
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⁺⁴O₂ –^t°® Si⁰ + 2CO

2) в лабораторії: 2Mg + Si⁺⁴O₂ –^t°® 2MgO + Si⁰

Хімічні властивості

Типовий неметал, інертний.

І. Відновні властивості. Реагує з:

1) киснем: Si⁰ + O₂ –^t°® 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