Характеристика контактного способу

виробництва сульфатної кислоти

Сировина	Пірит FeS2, самородна сірка, сульфуровмісні гази, повітря
Каталізатор	Ванадій (V) оксид
Основний хімічний процес	Пірит піддають випалюванню киснем повітря: 4FeS2 + 11O2 → Fe2O3 + SO2 + 3310 кДж Випальний газ після ретельного очищення надходить до контактного апарату, де в присутності каталізатора за температури 450^оС окислюється до SO3. Сульфур (VІ) оксид поглинають концентрованою сульфатною кислотою. Утворюється олеум, з якого виробляють сульфатну кислоту будь-якої концентрації
Особливості процесу	1. Виробництво безперервне. 2. Випал колчедану здійснюють у киплячому шарі, продуваючи в печі повітря, нагріте випальним газом. 3. Ретельно очищений випальний газ перед надходженням до контактного апарату нагрівають за рахунок теплоти, що виходить із контактного апарату. 4. У поглинальних баштах сульфур (VІ) оксид поглинають сульфатною кислотою протитоком.

Застосування сульфатної кислоти

1. Виробництво кислот, лугів, солей, мінеральних добрив.

2. Виробництво органічних речовин (бензин, толуол, глюкоза), синтетичних миючих засобів

3. Виробництво вибухових речовин.

4. Виробництво штучного шовку, фарб.

5. Як електроліти в акумуляторах.

6. Для очистки нафтопродуктів.

7. Для травлення металів.

Застосування сульфатів у народному господарстві

Назва солі	Хімічна формула	Застосування
Натрій сульфат (глауберова сіль)	Na2SO4 ∙ 10H2O	Для виробництва соди та у скляній промисловості
Кристалогідрат ферум (ІІ) сульфат (купорос залізний)	FeSO4 ∙ 7H2O	Як протрава для тканин у фарбувальній справі, у сільському господарстві, для очищення деревини
Кристалогідрат купрум (ІІ) сульфат (мідний купорос)	CuSO4 ∙ 5H2O	Для виробництва мідних покриттів та одержання різноманітних сполук Купруму, у сільському господарстві, для очищення деревини
Кристалогідрат цинк сульфат (купорос цинковий)	ZnSO4 ∙ 7H2O	У текстильній промисловості, для виробництва білої фарби
Магній сульфат	MgSO4	У текстильній та паперовій промисловості, у медицині як проносне, а також для внутрішньовенних та внутрішньом’язевих вливань, у виробництві будівельних матеріалів

НЕМЕТАЛИ П’ЯТОЇ ГРУПИ

ЕЛЕМЕНТИ V ГРУПИ ГОЛОВНОЇ ПІДГРУПИ

НІТРОГЕН ТА ФОСФОР

Порівняльна характеристика будови атомів

Нітрогену та Фосфору

Атом Нітрогену N

Атом Фосфору P

Розміщення електронів на енергетичних рівнях

  +⑦)) 2 5

  +⑮))) 2 8 5

Електронна формула

  1S²2S²2P³

  1S²2S²2P⁶3S²3P³

Розміщення електронів на орбіталях

  1S² 2S² 2P³

3S² 3P³   3d⁰

Алотропні форми фосфору

	Білий (Р4)	Червоний (Р)	Чорний (Р)
Кристалічні решітки	молекулярна	атомна	атомна
Фізичні властивості	Кристалічна речовина жовтого кольору, із запахом, світиться в темряві, нерозчинна у воді,отруйна, спалахує на повітрі, внаслідок нагрівання переходить у червоний фосфор	Порошок темно-червоного кольору, без запаху, не отруйний, не спалахує	Тверда речовина, має шарувату будову, жирна на дотик, добре проводить електричний струм, хімічно менш активна, ніж червоний фосфор; у разі тривалого нагрівання та під великим тиском утворюється з білого фосфору

Порівняльна характеристика Нітрогену та Фосфору

Ознаки для порівняння	Нітроген	Фосфор
Поширення в природі	Зустрічається у вільному стані (становить 78,16% об’єму повітря). У зв’яза-ному стані зустрічається в натрій нітраті, а також вхо-дить до складу білкових речовин і багатьох приро-дних органічних сполук	Зустрічається виключно у вигляді сполук (вміст у зе-мній корі становить 0,093%). Основні мінерали Фосфору – фосфорит і апа-тит, а також входить до складу білкових речовин
Фізичні властивості	Безбарвний газ, без запа-ху, переходить у рідкий стан за температури –195,8^оС, за −210^оС твердне	Утворює кілька алотропних видозмін, що значною мі-рою відрізняються фізич-ними властивостями
Хімічні властивості а) взаємодія з металами; б) взаємодія з неметалами (киснем, воднем)	3Mg + N2 → Mg3N2 магній нітрид N2 + O2 ↔ 2NO нітроген (ІІ) оксид N2 + 3H2 ↔ 2NH3 амоніак	3Mg + 2Р → Mg3Р2 магній фосфід 4Р + 3O2 → 2Р2О3 фосфор (ІІІ) оксид 4Р + 5O2 → 2Р2О5 фосфор (V) оксид 2Р + 3H2 ↔ 2РH3 фосфін
Застосування	Наповнюють електро-лампи (створення інерт-ного середовища)	Червоний фосфор засто-совують для виробництва сірників, також фосфор ви-користовують для одер-жання фосфорної кислоти, у виробництві отрутохімі-катів

Характеристика амоніаку NН₃

Будова молекули	Молекула амоніаку має форму піраміди, в основі якої лежить трикутник з атомів Гідрогену, а у вершині – атом Нітрогену: N ̸ / \ Н Н Н Молекула амоніаку полярна: загальні електронні пари зміщені до атома Нітрогену. Крім того, в атома Нітрогену залишається неподілена пара електронів : NН3 Це збільшує полярність та зумовлює багато властивостей амоніаку
Фізичні властивості	Безбарвний газ із різким характерним запахом, легший за повітря, добре розчинний у воді
Хімічні властивості: а) розчинення у воді з утворенням розчину амоній гідроксиду; б) горить у кисні;     в) взаємодія з кислотами.	NН3 + Н2О ↔ NН4ОН     4NН3 + 3О2 →2N2 + 6Н2О кат. 4NН3 + 5О2 → 4NО + 6Н2О NН3 + НCl → NН4Cl амоній хлорид NН3 + НNO3 → NН4NO3 амоній нітрат
Способи одержання	У лабораторних умовах одержують із суміші амоній хлориду та кальцій гідроксиду: 2NН4Cl + Са(ОН)2 → СаCl2 + NН3↑ + Н2О У промисловості одержують шляхом прямого синтезу з азоту та водню: N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 кДж
Застосування	Виробництво нітратних добрив, нітратної кислоти; у медицині; виробництво вибухових речовин; як холодильний агент у холодильних установках
Виявлення амоніаку	У результаті взаємодії концентрованого розчину амоніаку з концентрованою хлоридною кислотою з’являється білий дим амоній хлориду: NН3 + НCl → NН4Cl

Хімічні властивості солей амонію

Властивості солей амонію	Хімічне рівняння реакції
У водних розчинах дисоціюють на йони	NН4NO3 → NН4^+ + NO3^−
Взаємодія з іншими солями	(NH4)2SO4 + ВаСl2 → ВаSO4 + 2NH4Сl
Реагують з кислотами	(NH4)2CO3 + 2HCl → NН4Cl + Н2О + CO2
Унаслідок нагрівання розкладаються	NH4Сl → NH3↑ + HСl↑
Реагують з лугами (якісна реакція на йони амонію)	NН4Cl + KОН → KCl + NН3↑ + Н2О

Характеристика солей амонію

Назва солі	Хімічна формула	Застосування
Амоній хлорид (нашатир)	NН4Cl	Для пайки металів та нанесення на них покриттів, у текстильній промисловості
Амоній сульфат	(NH4)2SO4	Як нітратне добриво
Амоній нітрат (амоніакова селітра)	NН4NO3	Для виробництва вибухових речовин, а також як добриво
Амоній карбонат	(NH4)2CO3	У хлібопеченні, виробництві вітамінів і харчових концентратів, у медицині

Порівняльна характеристика оксидів Нітрогену

Ознаки для порівняння	Нітроген (І) оксид N2O	Нітроген (ІІ) оксид NO	Нітроген (ІV) оксид NO2	Нітроген (ІІІ) оксид N2O3	Нітроген (V) оксид N2O5
Ступінь окиснення	+1	+2	+4	+3	+5
Фізичні властивості	Газ без запаху та кольору, розчинний у воді	Безбарвний газ, добре розчинний у воді	Бурий газ із різким запахом	Темно-синя рідина	Тверда кристалічна речовина
Хімічні властивості	Несолетво- рний оксид. Нестійкий, легко роз-кладається на кисень і азот: 2N2O → 2N2+ + O2	Несолетво- рний оксид. Легко приєднує кисень: 2NO + O2→ →2NO2	Солетво- рний оксид. Добре розчиняється у воді: 2NO2 + +H2O → →HNO3 + +HNO2 У присут- ності на- длишку кисню: 4NO2+О2+ +2H2O→ →4НNO3	Солетво- рний оксид. Взаємодія з водою: N2O3+H2O→ 2 НNO2 нітритна кислота Взаємодія з лугами: N2O3+2КOН→ 2КNO2+ + H2O Солі - нітрити	Солетво- рний оксид. Взаємодія з водою: N2O5+H2O→ →2 НNO3 нітратна кислота Взаємодія з лугами: N2O5+2КOН→ 2КNO3+ + H2O Солі - нітрати
Фізіологічна дія	У медицині як нарко-тична речо-вина (весе-лильний газ)	Небезпечні для дихання отрути		Багато нітритів отруйні	Багато нітратів отруйні

Порівняльна характеристика властивостей нітратної та ортофостатної кислот

Ознаки для порівняння	Нітратна кислота	Ортофосфатна кислота
Фізичні властивості	Безбарвна рідина (внас-лідок зберігання жовтіє). Змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Безводна кислота “димить” на повітрі	Тверда, прозора криста-лічна речовина. Змішується з водою в будь-яких пропо-рціях
Хімічні властивості: а) дисоціація на йони;   б) взаємодія з металами;   в) взаємодія з основними оксидами;   г) взаємодія з основами;     д) взаємодія із солями;   е) термічний розклад	Сильний електроліт: НNO3 → Н^+ + NO3^−   Порівняно з іншими кисло-тами з металами реагує інак-ше (див. схему) CaO + 2НNO3 → Ca(NO3)2 + H2O   Fe(OH)2 + 2НNO3 → Fe(NO3)2 + +2Н2O     К2СО3 + 2НNO3 → 2КNO3+H2O+ + CO2↑ t, cвітло 4НNO3 ―――→2Н2O+4NO2↑+ + O2↑	Електроліт середньої сили, дисоціює ступінчасто: Н3РО4 → Н^+ + Н2РО4^− Н2РО4^−→ Н^+ + НРО4^2^− НРО4^2^−→ Н^+ + РО4^3^− Реагує тільки з активними металами: 6Na +2Н3РО4→Na3PO4+ 3H2↑ 3CaO + 2 Н3РО4 → Ca3(РО4)2 + + 3H2O     Н3РО4 + 3NaOH → Na3PO4 + +3Н2O Н3РО4(надл.) + NaOH → → NaН2PO4 + Н2O 3 К2СО3 + 2Н3РО4 → 2К3PO4 + + 3H2O + 3 CO2↑ t 2Н3РО4 → H4P2O7 + Н2O

Взаємодія нітратної кислоти з металами

НNO₃(розб.) N⁻³Н₄NO₃ N₂⁰ N⁺²O не взаємодіє

Li … Mg Al Zn Cr Fe … Sn Pb H₂ Cu … Ag Au Pt

N₂⁺¹O N⁺⁴O₂ не взаємодіє

НNO₃(конц.)

на холоді не реагує – пасивується, внаслідок нагрівання:

Al + 6НNO₃ → Al(NO₃)₃ + 3NO₂↑ +3 Н₂O

n

Me + НNO₃ → Me(NO₃)_n + Н₂O +?

Застосування нітратної кислоти

Для виготов-лення барв-ників

Для одержан-ня пороху та інших вибу-хових речовин

Для розчинен-ня міді, свин-цю, срібла, які не реагують з іншими кисло-тами

Для виготовлення лікарських препаратів (стрептоцид)

Для одержання добрив

Застосування ортофосфатної кислоти

Для виробництва добрив

Для виготовлення кормових добавок

У харчовій промисловості (наприклад, для надання кислуватого присмаку безалкогольним напоям)

Розклад нітратів

  2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑ (нітрати лужних металів) Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂↑ 2AgNO₃ → 2Ag +2NO₂ + O₂↑ (нітрати благородних металів)  

Солі ортофосфатної кислоти (фосфати)

первинні	вторинні	третинні
NaH2PO4 натрій дигідрогенфосфат	Na2HPO4 натрій гідрогенфосфат	Na3PO4 натрій фосфат

Застосування нітратів та фосфатів

Назва та формула солі	Застосування
натрій нітрат НNO3	Як добриво (натрієва селітра); для виробництва вибухових речовин; у харчовій промисловості
натрій фосфат Na3PO4	Для пом’якшення води; для видалення масла й жиру з одягу
натрій гідроген фосфат Na2HPO4	У харчовій промисловості; у фармацевтичній промисловості

Дата добавления: 2014-11-29