45. Серная кислота

тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"),нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; Производство:1стадия.Печь для обжига колчедана. 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 + Q Процесс гетерогенный:1) измельчение железного колчедана (пирита); 2) метод "кипящего слоя"; 3) 800°С; отвод лишнего тепла; 4)увеличение конц-ции O2 в воздухе.

2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисл-ся в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V2O5): 2SO2 + O2 -> 2SO3. 

3-я стадия. Поглотительная башня: nSO3 + H2SO4(конц) -> (H2SO4 • nSO3)(олеум).Пром:4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2\2SO2 +O2 (V2O5) → 2SO3\SO3+H2O→H2SO4(оксидSo2+O2-газ\жид\тв)

Хим св-ва:- сильная двухосновная кис-та: 1)Взаимод=вие с ме:a) разбав-ная серная кис-та раств-ет только ме, стоящие в ряду напряжений левее H2: Zn+ H2SO4(разб) -> Zn+2SO4 + H2O­;

b) конц-ная H2+6SO4 – сильный окис-ль; при взаимод-вии с ме (кроме Au, Pt) может восстан-ся до S+4O2, S0 или H2S-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):

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

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

2)конц-ная H2S+6O4 реаг-ет при нагревании с некот неме за счет своих сильных окисл-ных св-в, превращаясь в соед-ния серы более низкой степ окисл-я, (например, S+4O2):

С + 2H2S+6O4(конц) -> C+4O2­ + 2S+4O2­ + 2H2O; S+ 2H2S+6O4(конц) -> 3S+4O2­ + 2H2O; 2P+ 5H2S+6O4(конц) -> 5S+4O2­ + 2H3P+5O4 + 2H2O

3)с основными оксидами\гидроксидамиCuO+H2SO4 ->CuSO4 +H2O;

5)обменные р-ции с солями: BaCl2 +H2SO4 ->BaSO4+ 2HCl.

Качественная реакцияBa(2+) + SO4(-2) = BaSO4

Сульфаты — минералы, солиH2SO4. В их кристаллической структуре обособляются комплексные анионы SO42− .Р-ция с хлоридом бария даёт белый кристаллический осадок сульфата бария:В ионном виде:Р-ция с ацетатом свинца даёт белый кристаллический осадок сульфата свинца:В ионном виде:Гидросульфаты, бисульфаты — кислые соли серной кислоты H2SO4, напр NaHSO4. Получение Гидросульфаты получают при избытке серной кис-ты:Na2CO3 + H2SO4(изб.)= 2NaHSO4 + H2O + CO2↑Также умеренным нагреванием сульфатов с серной кис-той:K2SO4 + H2SO4 = 2KHSO4Св-ва: Гидросульфаты калия и натрия при нагревании теряют воду, превращаясь в пиросульфаты:2KHSO4 = K2S2O7 + H2O В свою очередь пиросульфаты тоже при нагревании разлагаются:K2S2O7 = K2SO4 + SO3↑Применение:мин удобрений;электролит в свинцовых аккумуляторах;в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ;в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;в пищ,

в орг синтезе.Сульфат магния, или горькая соль (МgSO4 * 7Н2О) применяется в медицине как слабительное.

46. Растворы. Растворимость как физико-химический прочес (гидратная теория, теория Менделеева).

Растворы – это однородные (гомогенные) системы переменного состава находящиеся в состоянии химического равновесия, представляют собой дисперсные системы, в кот частицы одного в-ва равномерно распределены в другом. (газ,жид,ТВ- медь в золоте); а по степени дисперсности – взвесями, коллоидными и истинными растворами.Для описания состояния в-ва исп-ют физ и хим теории.Согласно физ:при растворении в-ва в р-ле идёт процесс распределения частиц,не наблюдается тепловых.эфектов,изменений объема(она имеет место в близких к идеальных р-рам).Хим.теория р-ров Менделеева:согласно ей растворение явл-ся физ-хим процессом,помимо фих.процесса молекулы в-ва с мол воды образуютгидраты(NH₃∙2H₂O,H₂SO₄∙2H₂O, [Cu(H₂O)₄]⁺²)При этом:ТЭ,изм.объема,оптич.эф(цвет)( (при смешении воды со спиртом объем уменьшается,при растворении белого безводного сульфата меди в воде раствор окрашивается в голубой цвет – образование гидратированног ионаCu).Общие св-ва р-ров-это такие св-ва кот зависят от числа равных частиц,т.е. концентрации,а не от их природы.Массовая доля: wВ = mB / m(р).Моляр.конц.сВ = nВ / V(р).Закон Вант-Гофф: для разбавленных растворов независимо от природы растворителя и раств в-ва мат выражение для осм давления имеет вид:Р = CRT.Количественно связь между концентрацией летучего вещества в идеальном растворе и давлением его пара над раствором выражаетсязаконом Рауля: относительное понижение упругости пара над раствором равно мольной доле растворенного вещества.(ость пара чист.р-ля,упр пара р-ра,число моль р-ля и раств.в-ва)Следствие:р-ры кипят при Т более выс чем р-ль.Р-ры кристаллизуются при Т ниже Т р-ля.2закон Рауля:Повышение Ткип и понижение Тзам прямопропорциональн моляр.концентрации раст.в-ва.t=*С.Физ.смысл К:показывает на сколько выше кипит одномолярный р-р сравнимо с чист.р-лем.

47. Мышьяк .Степени окисления +3, +5, –3 (валентности III, V).

Физ и хим св-ва. Мышьяк — серое с металлическим блеском хрупкое вещ-во с ромбоэдрической кристаллической решеткой. При нагревании до 600 °C As сублимирует. При охлаждении паров возникает новая модификация — желтый мышьяк. Выше 270 °C все формы As переходят в α-мышьяк. При хранении на воздухе порошкообразный мышьяк восплам-ся с образ-ем кисл-го оксида As2O3. В земной корев связан­ном состоянии, хотя изредка встречается и самородный мышьяк: сульфиды мышьяка (ре­альгарAsSи аурипигментAs₂S₃) и сульфоарсениды и арсениды металлов (арсенопиритFeAsS, мышьяковистый колчеданFeAs₂).Получение путём обжига прир.сульфидных руд:2As2S+9J2=2As2O3+6SO2,As2O3+3C=2As+3CO\Реакции мелкораздробленного:As+O2=As2O3\As+Cl2=AsCl2\As2S2\As+ 5HNO(конц.) = H₃As0₄+ 5N0₂+ Н₂0\As+NaOHконц=H3AsO3+H2/Соединение с водородом=арсин.(вост-ль)Mg3As2+6HCl=3MgCl2+2AsH2\H3PO3+AsH3=H3PO2+2As+3H2O\12AgNO3+2AsH3+3H2O=12Ag+As2O3+12HNO3/Соединения с кислородом:As2O3-бел.крист.=As+O2; As2O3+H2O=H3AsO3(мышьяковистая) As2O3+KOH=K3AsO3+H2O\) As2O3+KOH+H2O=2K[As(OH)4]As2O5-бел.порошок;)H3AsO4= As2O5+Н2О\As2O5+КОН=K3AsO4+3H2O;As2O5+Li2O=Li3AsO4.Соединение с галогенамиAs+F2=AsF3\ 2AsF3+3H2O=As2O3+2HF\AsF3+3NH3=[As(NH3)3]F3\AsF5+H2O=H3AsO4+5HF\Соединения с серой:желтое в-воAs2S3+3Na2S=2Na3AsS3\As2S5+3(NH4)2S=2(NH4)3AsSСоединения с Ме=арсениды.Применение:типографич. И антифрикционные сплавы,сплавы бронз,латуни,свинцовой дроби;пиротехника,стекл.пром-ть обесцвечивание,соединения-люминофоры в производстве люминисцентных ламп)хлорид –в фарм.преп,для стоматологии

Биолог. роль .ядовит\15мг почках,печени,селезенке,кишечнике,легких,больше всего-в волосах и костях.Содержится в рыбе,виноградных соках,табач.дым;участвует в окислительном распаде УВ,в малых дозах усиливает метаболизм,кроветворение,проявляет антимикроб.св-ва,. При остром отравлении мышьяком наблюд-ся рвота, боли в животе, понос, угнетение центральной нервной сис-мы.,ис-ся в препаратах от кожных,венерических,туберкул,ЖКТ,неврастении.

1