Производство серной кислоты

Занятие 14. Кислород, сера, галогены. Взаимосвязь между классами неорганических веществ.

Подгруппа кислорода. Кислород, озон, оксиды. Сера, её соединения.

Галогены.

Взаимосвязь между классами неорганических веществ. Качественные реакции на ионы.

 

КИСЛОРОД.

Самый распространенный элемент на Земле: в воздухе – 21% по объему; в земной коре – 49% по массе; в гидросфере – 89% по массе; в составе живых организмов – до 65% по массе.

Атом: порядковый № 8, электронное строение: 1s22s22p4 1s 2s 2p Валентность – II. Степени окисления: -2, +2 (с фтором), -1 (в пероксидах). Электроотрицательность – 3,5. Природный кислород содержит три изотопа: Существует две аллотропные модификации: О2 и О3 (озон).

Кислород – газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -1830С. Притягивается магнитом. Твердый кислород – синие кристаллы, плавящиеся при -218,7оС. Молекула состоит из двух атомов, связанных двойной связью. Связь – ковалентная неполярная.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ.

1. Промышленный способ: перегонка жидкого воздуха.

2. Лабораторный способ: разложение некоторых кислородосодержащих веществ

2KMnO₄ –^t°® K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂­

2KClO₃ –^t°;MnO2® 2KCl + 3O₂­

2H₂O₂ –MnO₂® 2H₂O + O₂­

2HgO à 2Hg + + O₂­

2KNO₃ à 2KNO₂ + O₂­

 

СПОСОБЫ СОБИРАНИЯ:

Вытеснением воды	Вытеснением воздуха

 

Химические свойства

Взаимодействие веществ с кислородом называется окислением. С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород - окислитель. При этом образуются оксиды.

 

С неметаллами: C + O2 ® CO2 S + O2 ® SO2 2H2 + O2 ®2H2O

С металлами: 2Mg +O2®2MgO 2Cu + O2 –t°®2CuO

Со сложными веществами: 1) Горение и обжиг: 4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2 2H2S + 3O2 ® 2SO2 + 2H2O CH4 + 2O2 ® CO2 + 2H2O 2) Окисление в водных растворах: если вещество неустойчиво на воздухе. 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O à 4Fe(OH)3 2HNO2 + O2 à 2HNO3

ОЗОН O₃

Это аллотропная модификация кислорода. Физические свойства: газ, запах свежей хвои, бесцветный.

 

Получение:

1) Озонирование воздуха: 3O₂ 2O₃

2) Во время грозы (в природе),

3) В лаборатории – в озонаторе.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

1. Неустойчив: O₃ ® O₂ + O^·

При этом образуется атомарный кислород, очень сильный окислитель. Обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы.

2. Сильный окислитель:

6NO₂ + O₃ à 3N₂O₅

3PbS + 4O₃ à 3PbSO₄

3. Качественная реакция на озон – реакция с иодидом калия – появляется желто-коричневая окраска йода:

2KI + O₃ + H₂O ® 2KOH + I₂ + O₂

Озон образуется и разлагается под действием ультрафиолетовых лучей. Молекула озона поглощает ультрафиолетовый свет и рассеивает его энергию в виде тепла.

Пероксид водорода.

H₂O₂ Н–О–О–Н

Это бесцветная неустойчивая жидкость. Плотность составляет 1,45 г/см³. Ее концентрированный раствор (30%) взрывоопасен и называется пергидролем.

 

Химические свойства: 1) Разложение: 2H2O2 –t°® 2H2O + O2. Реакцию проводят в присутствии катализатора MnO2. 2) Так как -1 – это промежуточная степень окисления у атома кислорода, в зависимости от условия пероксид водорода может быть как окислителем, так и восстановителем. a) Окислительные свойства: Na2S+4O3 + H2O2 = Na2S+6O4 + H2O (неметаллы в промежуточной степени окисления окисляет в высшую степень окисления) Fe(OH)2 + H2O2 à Fe(OH)3 2KI + H2O2 + H2SO4 à I2 + K2SO4 + 2H2O PbS + 4H2O2 à PbSO4 + 4H2O (сульфиды переходят в сульфаты) 2Cr+3Cl3 + 3H2O2 + 10KOH à 2K2Cr+6O4 + 6KCl + 8H2O (любые соединения хрома +3 окисляет в +6) b) Восстановительные свойства: СаОСl2 + H2O2 = CaCl2 + O2 + H2O хлорная известь   2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3O2 + 7H2O (с сильными окислителями выделяется кислород).

Получение: Гидролиз пероксидов металлов: BaO2 + H2SO4 = H2O2 + BaSO4

СЕРА

 

Электронное строение: 1s22p22p63s23p4   Возможные валентности:II, IV, VI   Степени окисления:-2, 0, +4, +6

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С

АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ: 1) ромбическая (a - сера) - S8 Наиболее устойчивая модификация. 2) моноклинная (b - сера) - темно-желтые иглы Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую. 3) пластическая - коричневая резиноподобная (аморфная) масса

Нахождение в природе:

1. Самородная сера

2. Сульфиды: цинка, ртути (киноварь), железа (пирит), свинца.

3. Сульфаты: гипс (СаSO₄*2H₂O), глауберова соль (NаSO₄*10H₂O)

 

Биологическая роль:

Сера входит в состав аминокислот, белков, гормонов и др. биологически важных соединений.

 

Получение серы:   1. Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара.   2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода). 2H2S + O2 ® 2S + 2H2O   3. Взаимодействие сероводорода и сернистого газа: 2H2S + SO2 ® 3S + 2H2O

Химические свойства:   1) Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания: 2Na + S ® Na2S c остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t°: 2Al + 3S –t°® Al2S3 Zn + S –t°® ZnS 2) С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения: H2 + S ® H2S 2P + 3S ® P2S3 3) c кислородом: S + O2 –t°® S+4O2 сернистый газ 4) c галогенами (кроме йода): S + Cl2 ® S+2Cl2 5) с углеродом: С + S à CS2 5) c кислотами - окислителями: S + 2H2SO4(конц) ® 3S+4O2 + 2H2O S + 6HNO3(конц) ® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O 6) Реакции диспропорционирования: 3S0 + 6KOH ® K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

СЕРОВОДОРОД

Бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц.

Образуется при гниении.

Входит в состав некоторых минеральных вод.

Плохо растворим в воде.

 

ПОЛУЧЕНИЕ:

1.Прямой синтез из простых веществ: H₂ + S -^t°® H₂S

2. Вытеснение из сульфидов, в ряду напряжения стоящих левее железа:

FeS + 2HCl ® FeCl₂ + H₂S­

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

1) Раствор H2S в воде – слабая летучая двухосновная кислота. Взаимодействует со щелочами: образует два ряда солей – средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).	H2S + 2NaOH ® Na2S + 2H2O H2S + NaOH ® NaНS + H2O
2) Реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя ЧЕРНЫЕ очень малорастворимые сульфиды.	H2S + Pb(NO3)2 ® PbS¯ + 2HNO3
3) H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства: с окислителями средней активности переходит в серу, а с сильными окислителями – в серную кислоту.	H2S + Br2 ® S + 2HBr H2S + 2FeCl3 ® 2FeCl2 + S + 2HCl H2S + 4Cl2 + 4H2O ® H2SO4 + 8HCl 3H2S + 8HNO3(конц) ® 3H2SO4 + 8NO + 4H2O H2S + 3H2SO4(конц) –t°® 4SO2 + 4H2O H2S + 4PbO2 à H2SО4 + 4PbO
4) Сероводород окисляется кислородом:	при недостатке O2 2H2S-2 + O2 ® 2S0 + 2H2O при избытке O2 2H2S-2 + 3O2 ® 2S+4O2 + 2H2O
Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS: H2S + Pb(NO3)2 ® PbS¯ + 2HNO3 Na2S + Pb(NO3)2 ® PbS¯ + 2NaNO3

 

СУЛЬФИДЫ

Это соли сероводородной кислоты.

 

КЛАССИФИКАЦИЯ СУЛЬФИДОВ.

1. Растворимые в воде.	2. Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах (соляной, фосфорной, разбавленной серной).	3. Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах – только в кислотах – окислителях.	4. Гидролизуемые водой, не существующие в водных растворах.
Сульфиды щелочных металлов и аммония.	Белые и цветные сульфиды: ZnS, MnS, FeS, CdS,	Черные сульфиды: CuS, HgS, PbS, Ag2S, NiS, CoS.	Сульфиды алюминия, хрома(III) и железа (III).
Можно вытеснить сероводород, действуя соляной кислотой: ZnS + HCl = ZnCl2 + H2S	Нельзя получить сероводород из этих сульфидов!	Водой полностью разлагаются: Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 +3H2S

 

ПОЛУЧЕНИЕ:

1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:

Hg + S ® HgS

2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:

H₂S + 2KOH ® K₂S + 2H₂O

3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

Pb(NO₃)₂ + Н₂S ® 2НNO₃ + PbS¯

(только для нерастворимых в кислотах сульфидов)

ZnSO₄ + Na₂S ® Na₂SO₄ + ZnS¯

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

1) Растворимые сульфиды – гидролизованы по аниону, среда щелочная:

K₂S + H₂O KHS + KOH S^2- + H₂O HS^- + OH^-

2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:

ZnS + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂S­ HgS + H₂SO₄ –\®

3) Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной азотной кислоты:

3CuS + 14HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 3H₂SO₄ + 8NO + 4H₂O

4) Сульфиды можно превратить в сульфаты с помощью пероксида водорода:

CuS + 4H₂O₂ = CuSO₄ + 4H₂O

5) Обжиг сульфидов в кислороде – образуются оксиды:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

 

ОКСИДЫ СЕРЫ

SO2 (сернистый ангидрид; сернистый газ)   Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. ПОЛУЧЕНИЕ: 1) При сжигании серы в кислороде: S + O2 ® SO2 2) Окислением сульфидов: 4FeS + 7O2 ® 2Fe2O3 + 4SO2­ 3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами: Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + SO2­ + H2O 4) При обработке серной кислотой (конц.) некоторых металлов: Cu + 2H2SO4 à CuSO4 + SO2­ + 2H2O   ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА: 1) Сернистый ангидрид – кислотный оксид. Реагирует с водой, осонвными оксидам и щелочами: SO2 + Н2O ® Н2SO3 ВаО + SO2 ® BaSO3 Ba(OH)2 + SO2 ® BaSO3¯(сульфит бария) + H2O Ba(OH)2 + 2SO2 ® Ba(HSO3)2 (гидросульфит бария) 2) Реакции окисления (S+4 – 2 ® S+6) SO2 + Br2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HBr 5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O ® K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4 3) Реакции восстановления (S+4 + 4 ® S0) SO2 + С –t°® S + СO2 SO2 + 2H2S ® 3S + 2H2O

SO3 (серный ангидрид)   Бесцветная летучая жидкость; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу: SO3 + H2O ® H2SO4   ПОЛУЧЕНИЕ: 1) 2SO2 + O2 (кат;450°C) 2SO3 2) Fe2(SO4)3 –t°® Fe2O3 + 3SO3­   ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА: Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту H2SO4. 1) Реакция с основаниями: 2NaOH + SO3 ® Na2SO4 + H2O NaOH + SO3 ® NaHSO4 2) Реакция с основными оксидами: СаО + SO3 à CaSO4 3) Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO3 в H2SO4.

 

Сернистая кислота H₂SO₃

Образуется при реакции оксида серы (IV) с водой. Это слабая, летучая, неустойчивая двухосновная кислота. Проявляет все свойства кислот. H₂SO₃ образует средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты) соли.

СЕРНАЯ КИСЛОТА H₂SO₄

 

Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); r = 1,84 г/см³; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

Производство серной кислоты.

 

1-я стадия. Обжиг пирита ( серного колчедана)

4FeS₂ + 11O₂ ® 2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q

Процесс гетерогенный: 800 ^оС

1) измельчение железного колчедана (пирита)

2) метод "кипящего слоя"

2-я стадия. Окисление сернистого газа.

После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V₂O₅):

2SO₂ + O₂ 2SO₃ + Q

3-я стадия. Поглощение серного ангидрида.

Поглотительная башня:

nSO₃ + H₂SO₄(конц) ® (H₂SO₄ • nSO₃)(олеум)(Воду использовать нельзя из-за образования тумана)

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА: