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.

Химические свойства.

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.

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: 1s22 s22 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.

Получение.

1. В промышленности азот получают путем сжижения воздуха с последующим испарением и отделением азота от других газовых фракций воздуха. Полученный азот содержит примеси благородных газов (аргона).

2. В лаборатории получают чистый азот термическим разложением нитрата аммония:

Нахождение в природе: в природе азот встречается в основном в свободном состоянии. Основное природное содержание азота в воздухе – объемная доля его в воздухе ?=78,09 %. В небольшом количество соединения азота находится в почве; азот входит в состав аминокислот, образующих через посредство пептидных связей белки; содержится в молекулах нуклеиновых кислот – ДНК и РНК – в составе азотистых оснований (нуклеотидов): гуанина, аденила, тимидила, цити-зила и уридила. Общее содержание азота в земной коре – 0,01 %.

Общая характеристика подгруппы азота

Подгруппа азота – пятая группа, главная подгруппа периодической системы Д.И. Менделеева. В нее входят элементы: азот (N) ; фосфор (P) ; мышьяк (As) ; сурьма (Sb) ; висмут (Bi) . Общая электронная формула элементов подгруппы азота: ns2np 3 – на внешнем энергетическом уровне эти элементы содержат пять валентных электронов, на что указывает номер группы – два электрона на s-подуровне и три не-спаренных электрона на р-подуровне. Это р-эле-менты. У каждого последующего нижестоящего атома нарастает энергетический уровень (N – 2s2 2p3; P – 3s2 3p3; As – 4s2 4p3; Sb – 5s2 5p3; Bi – 6s2 6p3), в связи с чем увеличивается радиус атома, уменьшается энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства – усиливаются металлические.

Характерны следующие степени окисления: N – +1, +2, +3, +4, +5, 0, -1, -3, -5; P – от +1 до +5 (кроме +2), 0, -2, -3; все остальные: +3, +5, -3. Характерные валентности: 3, 4, 5.

Азот пятивалентным быть не может – максимальная его валентность равна четырем, т. к. наивысшая валентность равна числу возможных квантовых ячеек на внешнем уровне – у азота их четыре (одна s– и три р-орбитали), следовательно, число ковалентных связей тоже четыре.

Итак, азот в невозбужденном состоянии имеет валентность три, а в возбужденном (при переходе электронов с s-подуровня) – четыре.

У фосфора и всех последующих элементов подгруппы имеется d-подуровень, куда могут переходить электроны с s– и р-подуровней, и в возбужденном состоянии они имеют валентность пять.

Водородные соединения элементов соответствуют формуле: RН3: NН3 – аммиак; РН3 – фосфин; AsН3 – арсин; SbН – стибин; BiН – висмутин. Все соединения – газы, химическая стойкость каждого последующего ослабевает, что связано с ростом порядкового номера элементов, ослабевания неметаллических свойств и усиления металлических.

Кислородные соединения подгруппы азота отвечают составу: R2О3, R2О5 , которые соответствуют кислотам типа: НRО2; НRО3; Н3RO4 – ортокислоты (азот ортокислоты не образует).

Характер оксидов элементов в направлении сверху вниз закономерно изменяется: N2О3, Р2О 3 обладают кислотными свойствами; As2О3, Sb2О3 имеют амфотерные свойства; Bi2О3 – основные свойства. R2О5 образуют только кислотные оксиды и соответствуют кислотам: НRО3, Н3RO4 (кроме азота). Сила кислот НRО3 сверху вниз убывает.

Резкие изменения наблюдаются и у простых веществ элементов подгруппы азота: азот, фосфор, мышьяк – неметаллы; сурьма и висмут – металлы.

Аммиак

Физические свойства: аммиак (NH3) – бесцветный газ с резким запахом, растворим в воде, в 2 раза легче воздуха; при охлаждении до -33,4 °C и нормальном давлении превращается в прозрачную жидкость, при 77,8 °C затвердевает. Массовая доля аммиака в концентрированном растворе – 25 %. Раствор NH3 в воде – аммиачная вода или нашатырный спирт. Медицинский нашатырный спирт – 10 %. При низкой температуре образует в растворе кристаллогидрат NH3 ? Н2О. Строение молекулы: характерна sp3-гибридизация. В образовании молекулы участвуют 3 неспаренных р-электрона азота и 1s – атомов водорода. Молекула имеет форму правильной пирамиды, в вершине которой стоят атомы азота, а в углах – водорода.

Химические свойства:

1) при растворении NH3 в воде образуются гидратированные молекулы аммиака и частично ионы аммония – NH4+ и ОН-ионы – водный раствор аммиака имеет слабощелочную реакцию.

2) NH3 взаимодействует с кислотами: NH3 + Н2SO4 = NH4НSO4;

3) аммиак – сильный восстановитель. Из СuО при нагревании восстанавливает Сu: 3СuО + 2NH3 = Сu + N2 + 3Н2О;

4) в кислороде NH3 горит желтым пламенем: 4NH3 + 3О2 = 2N2? + 6Н2О;

5) кислородом воздуха NH3 окисляется в присутствии катализаторов: Pt, Cr2O3, Rh: 4NH3 + 5О2 = 4NО? + 6Н2О;

6) при замещении водорода на металлы образуются амиды: Na + NH3 = NaNH2 + 1/2 Н2;

7) водород в NH3 может замещаться на галогены. При действии на раствор хлорида аммония газообразным хлором образуется хлорид азота: NH4Cl + 3Cl2 = 4HCl + NCl3.

Нашатырь (хлорид азота).

Получение: в промышленности до концаХ1Х века аммиак получали как побочный продукт при коксовании каменного угля, который содержит до 1–2 % азота.

В начале XX века были разработаны новые промышленные способы получения аммиака, основанные на связывании или фиксации атмосферного азота.

В 1904 году появился циамидный способ, основанный на способности азота при высокой температуре взаимодействовать с карбидом кальция, образуя циамид кальция CaCN2, который при воздействии с водяным паром при давлении 0,6 МПа легко разлагается на аммиак и карбонат кальция:

Позднее появился другой способ получения аммиака – прямое взаимодействие азота и кислорода под воздействием электрических разрядов, но эта реакция была обратимой, пока для нее не нашли оптимальные условия. Этими условиями явились высокое давление и низкая температура, использование катализаторов – губчатого железа с добавками активаторов (оксиды алюминия, калия, кальция, кремния, магния).

Соли аммония

Соли аммония – сложные вещества, включающие катионы аммония NH4+ и кислотные остатки.

Физические свойства: соли аммония – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства: аммоний обладает свойствами металла, поэтому строение его солей подобно солям щелочных металлов, т. к. ионы NH4+и ионы щелочных металлов (калия) имеют примерно одинаковые радиусы. В свободном виде аммоний не существует, т. к. он химически нестоек и мгновенно разлагается на аммиак и водород. Доказательством металлического характера аммония является наличие амальгамы аммония – сплав аммония с ртутью, схожего с таковой щелочных металлов. При обработке амальгамы аммония холодным раствором сульфата меди, амальгама вытеснит n-е количество меди:

Соли аммония имеют ионную решетку и обладают всеми свойствами типичных солей:

1) являются сильными электролитами – подвергаются диссоциации в водных растворах, образуя катион аммония и анион кислоты:

2) подвергаются гидролизу (соль слабого основания и сильной кислоты):

среда кислая, рН<7, лакмус красный;

3) вступают в обменную реакцию с кислотами и солями:

4) взаимодействуют с растворами щелочей с образованием аммиака – качественная реакция на ион аммония:

соли аммония определяют по запаху выделившегося в результате реакции аммиака, а также по синей окраске лакмуса;

5) разлагаются при нагревании:

Получение: NH3 + HNO3 = NH4NO3 (нитрат аммония); 2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 (cульфат аммония) + 2Н2O.

Применение: соли аммония широко применяются на практике: сульфат аммония – (NH4)2SO4, нитрат аммония – NH4NO3, дигидрофосфат аммония – NH4Н2РO4 и гидрофосфат аммония – (NH4)2НРO4 используются в качестве минерального удобрения. Преимущество удобрения – повышенное содержание в нем аммиака. Используется хлорид аммония (NH4Cl) – нашатырь.

Оксиды азота

С кислородом N образует оксиды: N2O, NO, N2O3 NO2, N2O5 и NO3. Оксид азота I – N2O – закись азота, «веселящий газ». Физические свойства: бесцветный, со сладковатым запахом, растворим в воде, t плавления -91 °C, t кипения -88,5 °C. Анестезирующее средство.

Химические свойства: разлагается при 700 °C: 2N2O?2N2 + O2 поддерживает горение и является окислителем; взаимодействует с водородом: N2+1O + H2?N20+ Н2O.

Получение: NH4NO3?N2O + 2Н2O. N2O соответствует азотноватистая кислота: Н2N2O2, но при действии Н2O и щелочей он не образует ни Н2N2O2, ни ее солей. N2O – несолеобразующий.

Оксид азота (II) NO – окись азота. Физические свойства: бесцветный газ, плохо растворим в воде, t плавления -164 °C, t кипения -152 °C.

Химические свойства: NO обладает окислительно-восстановительными свойствами:

1) при обычной температуре устойчив, при понижении t димеризуется в N2O2 ;

2) при 700 °C разлагается: 2NO?2N2 + O2? поддерживая горение, является восстановителем;

3) с водородом. Смесь равных объемов NO и H2 взрывается: 2NO + 2H2 = N2? + Н2O, где NO – окислитель;

4) с галогенами: 2NO + Сl2 = 2NOСl? (нитрозилхлорид). NO – несолеобразующий.

Получение:

1) в лаборатории: 3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O;

2) в промышленности: каталитическое окисление аммиака: 4NH3 +5O2 = 4NO? + 6H2O;

3) NO образуется в грозу: N2 + O2 = 2NO?.

Оксид азота (III) N203. Физические свойства: темно-синяя жидкость (при низких t), t плавления -102 °C, t кипения 3,5 °C. Химические свойства: N2O3 – ангидрид азотистой кислоты HN02 . При взаимодействии с водой и щелочами соответственно дает НNO2 и ее соли – нитриты: N2O + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O.

Получение: NO2 + NO = N2O3.

Оксид азота (IV) – NO2 . Физические свойства: ядовитый газ бурого цвета с резким запахом; t плавления —11,2 °C, t кипения – 21 °C. Химические свойства: кислотный ангидрид:

Реагирует со щелочами: 2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O.

Окислитель: N+4O2 + S+4O2 = S+6O3 + N+2O. Димеризуется при низких температурах: 2NO2(бурый газ)?N2O4(бесцветная жидкость).

Получение: 2NO + O2 = 2NO2; Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O. Оксид азота (V) – N2O5. Физические свойства: малостойкое белое кристаллическое вещество. Сильный окислитель. Химические свойства: ангидрид HN03.

Разлагается со взрывом: 2N2O5?4NO2 + О2.

Получение:

Азотная кислота

Азотная кислота – бесцветная, «дымящаяся» на воздухе жидкость с едким запахом. Химическая формула HNO3.

Физические свойства. При температуре 42 °C застывает в виде белых кристаллов. Безводная азотная кислота закипает при атмосферном давлении и 86 °C. С водой смешивается в произвольных соотношениях.

Под воздействием света концентрированная HNO3 разлагается на оксиды азота:

HNO3 хранят в прохладном и темном месте. Валентность азота в ней – 4, степень окисления – +5, координационное число – 3.

HNO3 – сильная кислота. В растворах полностью распадается на ионы. Взаимодействует с основными оксидами и основаниями, с солями более слабых кислот. HNO3 обладает сильной окислительной способностью. Способна восстанавливаться с одновременным образованием нитрата до соединений, в зависимости от концентрации, активности взаимодействующего металла и условий:

1) концентрированная HN03 , взаимодействуя с малоактивными металлами, восстанавливается до оксида азота (IV) NO2:

2) если кислота разбавленная, то она восстанавливается до оксида азота (II) NO:

3) более активные металлы восстанавливают разбавленную кислоту до оксида азота (I) N2O:

До солей аммония восстанавливается очень разбавленная кислота:

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti не реагируют с концентрированной HNO3, а Al, Fe, Co и Cr – «пассивируются».

4) с неметаллами HNO3 реагирует, восстанавливая их до соответствующих кислот, а сама восстанавливается до оксидов:

5) HNO3 окисляет некоторые катионы и анионы и неорганические ковалентные соединения.

6) вступает во взаимодействие со многими органическими соединениями – реакция нитрования.

Промышленное получение азотной кислоты: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Аммиак – NO переходит в NO2, который с водой в присутствии кислорода воздуха дает азотную кислоту.

Катализатор – платиновые сплавы. Получаемая HNO3 не более 60 %. При необходимости ее концентрируют. Промышленностью выпускается разбавленная HNO3 (47–45 %), а концентрированная HNO3 (98–97 %). Концентрированную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах, разбавленную – в цистернах из кислотоупорной стали.

Фосфор

Фосфор (Р) находится в 3-м периоде, в V группе, главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Порядковый номер 15, заряд ядра +15, Аr = 30,9738 а.е. м... имеет 3 энергетических уровня, на энергетической оболочке 15 электронов, из них 5 валентных. У фосфора появляется d-подуровень. Электронная конфигурация Р: 1s2 2s2 2p63s2 3p33d0. Характерна sp3-гибридизация, реже sp3d1. Валентность фосфора – III, V. Наиболее характерная степень окисления +5 и -3, менее характерные: +4, +1, -2, -3. Фосфор может проявлять и окислительные и восстановительные свойства: принимать и отдавать электроны.

Строение молекулы: способность образования ?-связи менее выражена, чем у азота – при обычной температуре в газовой фазе фосфор представлен в виде молекул Р4, имеющих форму равносторонних пирамид с углами по 60°. Связи между атомами ковалентные, неполярные. Каждый атом Р в молекуле связан стремя другими атомами ?-связями.

Физические свойства : фосфор образует три аллотропных модификации: белый, красный и черный. Каждая модификация имеет свою температуру плавления и замерзания.

Химические свойства:

1) при нагревании Р4 обратимо диссоциирует:

2) свыше 2000 °C Р2 распадается на атомы:

3) фосфор образует соединения с неметаллами:

Непосредственно соединяется со всеми галогенами: 2Р + 5Cl2 = 2РCl5.

При взаимодействии с металлами фосфор образует фосфиды:

Соединяясь с водородом, образует газ фос-фин: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.

При взаимодействии с кислородом образует ангидрид Р2О5: Р4 + 5О2 = 2Р2О5.

Получение: фосфор получают прокаливанием смеси Са3(Р O4)2 с песком и коксом в электропечи при температуре 1500 °C без доступа воздуха: 2Са3(РO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6СаSiO3 + 1 °CO + P4?.

В природе фосфор в чистом виде не встречается, а образуется в результате химической активности. Основными природными соединениями фосфора являются минералы: Са3(РO4)2 – фосфорит; Са3(РO4)2?СаF2 (или СаCl) или Са3(РO4)2?Са(ОН)2 – апатит. Велико биологическое значение фосфора. Фосфор входит в состав некоторых растительных и животных белков: белок молока, крови, мозговой и нервной ткани. Большое его количество содержится в костях позвоночных животных в виде соединений: 3Са3(РO4)2?Са(ОН)2 и 3Са3(РO4)2?СаСО3?Н2О. Фосфор является обязательным компонентом нуклеиновых кислот, играя роль в передачи наследственной информации. Фосфор содержится в зубной эмали, в тканях в форме лецитина – соединения жиров с фосфорноглицериновыми эфирами.