ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ ПРИ РАБОТЕ С КИСЛОТАМИ И ЩЕЛОЧАМИ

26.

1. Хранить концентрированные кислоты и щелочи следует в вытяжном шкафу в прочной посуде на поддоне.

2. Все работы с кислотами и щелочами нужно проводить в защитных очках.

3. Концентрированную соляную и азотную кислоты можно переливать только в вытяжном шкафу. Разбавление кислот следует проводить в жаростойкой посуде, при этом кислоту необходимо приливать к воде небольшими порциями, при перемешивании (нельзя приливать воду к концентрированной кислоте, так как в этом случае выделяется большое количество теплоты, воды, как менее плотное вещество, вскипает на поверхности кислоты, и жидкость может быть выброшена из сосуда).

4. При растворении гидроксидов натрия и калия кусочки щелочи можно брать только пинцетом или шпателем, но не руками; растворение этих веществ следует проводить небольшими

2. 4Al+3O2->2Al2O3

4As+3O2-> 2As203
3Pt+ 2O2 ->Pt3O4 или Pt+ O2-> PtO2

3. 1).химические свойства. Оксид серы (IV) — SO2. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре.

Физические свойства.Оксид серы(VI) — в обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом.Находящиеся в газовой фазе молекулы SO₃ имеют плоское тригональное строение с симметрией D_3h (угол OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм). При переходе в жидкое и кристаллическое состояния образуются циклический тример и зигзагообразные цепи. Тип химической связи в молекуле: ковалентная полярная химическая связь.

2) Химические свойства. Кислота средней силы: H2SO3 <=> H+ + HSO3-, KI = 2·10-2 HSO3- <=> H+ + SO32-, KII = 6·10-8 Растворы H2SO3 всегда имеют резкий специфический запах (похожий на запах зажигающейся спички), обусловленный наличием химически не связанного водой SO2. Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи): и средние — сульфиты (в избытке щёлочи): Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями: При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя: Качественная реакция на сульфит-ионы — обесцвечивание раствора перманганата калия: Применение Сернистая кислота и её соли применяют как восстановители, для беления шерсти, шелка и других материалов, которые не выдерживают отбеливания с помощью сильных окислителей (хлора). Сернистую кислоту применяют при консервировании плодов и овощей. Гидросульфит кальция Са (HSO3)2 (сульфитный щелок) используют для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу (раствор гидросульфита кальция растворяет лигнин — вещество, связывающее волокна целлюлозы, в результате чего волокна отделяются друг от друга; обработанную таким образом древесину используют для получения бумаги).

Физические свойства. Состояние (ст. усл.) жидкость Плотность1,03 г/см³

3)Физические свойства. Чистая 100 %-ная серная кислота (моногидрат) представляет собой бесцветную маслянистую жидкость, застывающую в кристаллическую массу при +10 °С. Реактивная серная кислота имеет обычно плотность 1,84 г/см³ и содержит около 95 % H₂SO₄. Затвердевает она лишь ниже -20 °С.Температура плавления моногидрата равна 10,37 °С при теплоте плавления 10,5 кДж/моль. В обычных условиях он представляет собой очень вязкую жидкость с весьма высоким значением диэлектрической проницаемости (e = 100 при 25 °С). Незначительная собственная электролитическая диссоциация моногидрата протекает параллельно по двум направлениям: [Н₃SO₄⁺]·[НSO₄^-] = 2·10^-4 и [Н₃О⁺]·[НS₂О₇^-] = 4·10^-5. Его молекулярно-ионный состав может быть приближенно охарактеризован следующими данными (в %):

химические свойства. H₂SO₄ - сильная двухосновная кислота.

H₂SO₄ <--> H⁺ + HSO₄^- <--> 2H⁺ + SO₄^2-

Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:

K₂ = ([H⁺] · [SO₄^2-]) / [HSO₄^-] = 1,2 · 10^-2

1) Взаимодействие с металлами:

a) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб) --> Zn⁺²SO₄ + H₂O^­

b) концентрированная H₂⁺⁶SO₄ - сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S⁺⁴O₂, S⁰ или H₂S^-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):

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

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

2) концентрированная H₂S⁺⁶O₄ реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, 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

3) с основными оксидами:

CuO + H₂SO₄ --> CuSO4 + H2O

CuO + 2H⁺ --> Cu²⁺ + H₂O

4) с гидроксидами:

H₂SO₄ + 2NaOH --> Na₂SO₄ + 2H₂O

H⁺ + OH^- --> H₂O

H₂SO₄ + Cu(OH)₂ --> CuSO₄ + 2H₂O

2H⁺ + Cu(OH)₂ --> Cu²⁺ + 2H²O

5) обменные реакции с солями:

BaCl₂ + H₂SO₄ --> BaSO₄ + 2HCl

Ba²⁺ + SO₄^2- --> BaSO₄

4) Неорганические сульфиты — соли сернистой кислоты H₂SO₃

Получение

Получают взаимодействием SO₂ с гидроксидами или карбонатами соответствующих металлов в водной среде.

Применятся.

Применяются главным образом гидросульфиты — в текстильной промышленности при крашении и печатании (KHSO₃, NaHSO₃), в бумажной промышленности при получении целлюлозы из древесины [Ca(HSO₃)₂], в фотографии (сульфитные проявители), в органическом синтезе. Сульфит и гидросульфит кальция используются как дезинфицирующие вещества в виноделии и производстве сахара. Гидросульфит натрия используется для поглощения сероводорода из отходящих газов в промышленности.

Диоксид серы является разрешенным к применению в пищевой промышленности консервантом — E220 который тормозит ферментативное потемнение свежих овощей, картофеля, фруктов, а также замедляет образование меланоидинов. Диоксид серы, некоторые сульфиты, бисульфиты и пиросульфиты разрешены практически во всех странах для консервирования многих продуктов питания (в основном растительных)

Свойства сульфитов

Средние, за исключением сульфитов щелочных металлов и аммония, малорастворимы в воде, растворяются в присутствии SO₂. Из кислых в свободном состоянии выделены лишь гидросульфиты щелочных металлов. Для сульфитов в водном растворе характерны окисление до сульфатов и восстановление до тиосульфатов M₂S₂O₃.

Реакции с повышением степени окисления серы от +4 до +6, например:

{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{3}+Cl_{2}+H_{2}O\rightarrow Na_{2}SO_{4}+2HCl}}}Реакции самоокисления-самовосстановления серы возможны и при её взаимодействии с сульфитами. Так, при кипячении раствора с мелкоизмельченной серой образуется тиосульфат натрияю.

{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{3}+S\rightarrow Na_{2}S_{2}O_{3}}}}

5). Сульфа́ты — соли серной кислоты H₂SO₄, а также (в органической химии) полные эфиры серной кислоты (диалкилсульфаты R−O−SO₂−O−R) и алкилсульфаты — соли алкилсерных кислот HSO₃OR.

Свойства.  Электролитический способ был положен и в основу синтеза сульфата двухвалентного европия. Свойства соединений р.з.э. в двух- и четырехвалентном состоянии вследствие больших экспериментальных трудностей почти не изучены. Сульфат же Ей (II) применяется в практике и для отделения европия от остальных лантаноидов, и для получения его радиоактивных изотопов, поэтому изучение свойств этого соединения представляет значительный интерес.

Применение

Сельское хозяйство

Сульфат цинка применяется для повышения плодородия почвы в качестве удобрения, содержащего цинк и серу. В животноводстве – в качестве минеральной добавки к кормам.^[4]

В качестве удобрения применяют для основного внесения, некорневых подкормок и при предпосевной обработке семян.^[7]

Промышленность

Сульфат цинка применяют в различных отраслях промышленности.

Очень широко в лабораторной практике. В химической промышленности – для получения соединений цинка, при производстве вискозного волокна, минеральных красок. В целлюлозно-бумажной промышленности – как отбеливатель бумаги. В медицине и фармацевтике – при производстве различных лекарств, а также в стоматологии. Кроме того, вещество находит применение в металлургии, гальванотехнике

Получение

Наиболее распространенный способ получения цинкового купороса – растворение серной кислотой различных материалов, содержащих цинк и окись цинка. Нежелательные примеси меди, свинца, олова удаляют путем очистки растворов.

ZnO+ H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O + 25,1 ккал

Zn+ H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂ + 40,0 ккал

Кроме того, цинковый купорос получают из медистой окиси цинка:

CuSO+ ZnO → ZnSO₄ + CuO

А также при сульфатизирующем обжиге цинковой обманки в атмосфере сернистых газов, при сульфатизации сернистым газом окиси цинка или серной кислотой сульфида цинка:

ZnS + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂S^[8]

 

27.

1-

2-

3. Элементы главной подгруппы V группы имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как неметаллы.... Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл.

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 азота: Атом азота имеет 7 электронов, из них 5 на внешнем уровне (5 валентных электронов). Он является одним из самых электроотрицательных элементов (3,04 по шкале Полинга), уступая лишь хлору (3.16),

Какое значение для живых организмов играет азот? Азот входит в состав белков, являющихся строительным материалом для человеческого тела. Без этих веществ никтго не может расти, залечивать раны, заменять отмирающие ткани.