Химические свойства. Свойства серной кислоты и ее практическое значение

Свойства серной кислоты и ее практическое значение

Структура формулы серной кислоты:

Получение: основным методом производства серной кислоты из SO3 является контактный метод. Вначале получают диоксид серы SO2 (сжигание серы и др.). Самый распространенный способ получения – обжиг серного колчедана FeS2, затем диоксид серы SO2 окисляют в триоксид серы SO3 контактным методом. Полученный три-оксид серы SO3 направляют на стадию поглощения, которую проводят концентрированной серной кислотой. Раствор SO3 в H2SO4 называется олеум. Контактным методом получают 92,5 %-ную серную кислоту. При нитрозном методе H2SO4 получают, окисляя SO2 в сернокислотном растворе, для этого в качестве катализатора используют смесь оксидов азота NO и NO2. Нитрозным методом получают 75 %-ную серную кислоту.

Чтобы приготовить раствор серной кислоты, ее необходимо выливать в воду тонкой струйкой, сильно перемешивая, при этом в воде образуются гидраты и происходит выделение теплоты.

Физические свойства: Серная кислота – бесцветная вязкая жидкость, имеющая температуру плавления 10 °C, температура кипения 296 °C (с разложением на H2O и SO3). Серная кислота – сильная кислота. Концентрированная серная кислота в большом количестве поглощает пары воды, поэтому ее используют для осушения газов.

1. Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. Окислительно-восстановительные реакции требуют нагревания, а продуктом реакции в основном является SO2.

2. С металлами вступает в реакцию по-разному в зависимости от концентрации. Разбавленная серная кислота взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода. Концентрированная серная кислота окисляет все металлы, стоящие в ряду напряжений, и серебро в том числе.

3. Разбавленная серная кислота взаимодействует с основаниями, основными и амфотерными оксидами, солями.

Серная кислота образует два вида солей: средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты).

Применение: серная кислота относится к главным продуктам химической промышленности. Ее используют для изготовления фосфорных и азотных удобрений, искусственных волокон, моющих средств, взрывчатых веществ, лекарственных препаратов. С ее помощью получают другие кислоты, сульфаты, очищают нефтепродукты, применяют как электролит в свинцовых аккумуляторах, подготавливают поверхность металлов для гальванических покрытий.

28. Азот. Сигма– и пи-связи

Азот (N) стоит во 2 периоде, V группе главной подгруппы. Порядковый номер – 7, Ar – 14,008. Строение молекулы::N = N: молекула N2 – самая прочная из всех двухатомных за счет наличия тройной связи малой длины (энергия связи – 946 кДж). Связь в молекуле ковалентная неполярная. Самая короткая и прочная, соединяющая центры атомов –?-связь, расположенная на пересечении плоскостей рх– и рz– орбиталей, которые, перекрываясь, образуют 2, более длинные?-связи, расположенные в 2-х взаимно перпендикулярных плоскостях по отношению друг к другу.

Физические свойства: бесцветный газ, без запаха и вкуса; малорастворим в воде: в 1 л H2O растворяется 15,4 мл N2 при t° = 20 °C и p = 1 атм; t кипения =-196 °C; t плавления =-210 °C. Природный азот состоит из двух изотопов с атомными массами: 14 и 15.

Химические свойства: электронная конфигурация: 1s2 2 s2 2 p 3 – на внешнем уровне 5 валентных электронов. Характерная валентность – 3 и 4. Наиболее характерные степени окисления: -3, -2, -1, +2, +3, +4, +5, 0. Вобычных условиях N2 подобен инертному газу.

При обычной температуре азот реагирует только с литием: 6Li + N20= 2Li3N-3; с остальными металлами реагирует при высоких температурах: 3Mg + N20= MgЗN2-3; 2Аl + N2 = 2АlN.

В реакциях с металлами азот проявляет окислительные свойства: N20= 2N-3.

Реагирует c водородом (500 °C, kat, p):

N20+ 3H2 = 2N-3HЗ, здесь азот также окислитель.

При высокой температура (электрическая дуга, 3000–4000 °C) взаимодействует с кислородом воздуха: N20+ O2 = 2N+2O (в природе – во время грозы).

Азот при этом проявляет свойства восстановителя: N20?2N+2.

С кислородом азот образует несколько оксидов: N2O, NO, N2O3, N O2, N2O5 и NO3.

Дата добавления: 2014-11-20