Сульфур (VI) оксид

SO₃  (сірчаний ангідрид)

Фізичні властивості. Безбарвна летка рідина, t пл. = 17C; tкип. = 66С; на повітрі "димить", сильно поглинає вологу (зберігають в запаяних посудинах).

SO₃ + H₂O  H₂SO₄

SO₃ добре розчиняється в 100% сірчаній кислоті, цей розчин називається олеумом.

Добування

1) 2SO₂ + O₂  -^{кат;450°C}  2SO₃

2) Fe₂(SO₄)₃  –^t°  Fe₂O₃ + 3SO₃

Хімічні властивості

1) При розчиненні у воді утворює сильну сульфатну кислоту:

SO₃ + H₂O  H₂SO₄

H₂SO₄ утворює два типи солей - середні (сульфати) та кислі (гідрогенсульфати):

2NaOH + SO₃  Na₂SO₄ + H₂O

NaOH + SO₃  NaHSO₄

2) SO₃ - сильний окисник.

2SO₃ + 3С  –^t° 2S + 3СO₂

SO₃ + 3H₂S  4S + 3H₂O

Сульфатна кислота (h2so4)

Фізичні властивості. Важка масляниста рідина ("купоросне масло");  = 1,84 г/см³; нелетка, добре розчинна у воді (відбувається сильне розігрівання); t пл. = 10,3C, t кип. = 296С, дуже гігроскопічна, має водовіднімаючі властивості (обвуглює папір, дерева, цукор).

Пам’ятайте!!! Кислоту вливають малими порціями у воду, а не навпаки!

Добування сульфатної кислоти

1 стадія. Піч для обжига колчедана. 4FeS₂ + 11O₂  2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q

2 стадія. Після очищення, осушування сірчистий газ надходить в контактний апарат, де окиснюється в сірчаний ангідрид (450С – 500С; катализатор V₂O₅): 2SO₂ + O₂  2SO₃

3 стадія. Поглинальна башта: nSO₃ + H₂SO₄(конц)  (H₂SO₄•nSO₃) (олеум). Воду використовувати не можна через утворення туману. Застосовують керамічні насадки і принцип протитоку. 

Хімічні властивості

H₂SO₄ - сильна двохосновна кислота. H₂SO₄  H⁺ + HSO₄^-

HSO₄^-  H⁺ + SO₄^2-

H₂SO₄ утворює два типи солей - середні (сульфати, Na₂SO₄) та кислі (гідроген сульфати, NaHSO₄).

1) Кислотні властивості. Реагує з:

а) основними оксидами:

CuO + H₂SO₄  CuSO₄ + H₂O

б) гідроксидами:

H₂SO₄ + 2NaOH  Na₂SO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ + Cu(OH)₂  CuSO₄ + 2H₂O

2) Вступає в обмінні реакції з солями:

BaCl₂ + H₂SO₄  BaSO₄ + 2HCl

Утворення білого кристалічного осаду BaSO₄ (нерозчинного в кислотах) є якісною реакцією на сульфати.

3) Окисні властивості:

a) розбавлена сульфатна кислота розчиняє тільки метали, що стоять в ряду напруг лівіше водню:

Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб)  Zn⁺²SO₄ + H₂O

б) концентрована H₂⁺⁶SO₄ – сильний окисник; при взаємодії з металами (крім Au, Pt) може відновлюватись до S⁺⁴O₂ (якщо метал неактивний), S⁰ чи H₂S^-2 (якщо метал лужний чи лужноземельний). Без нагрівання не реагує також з Fe, Al, Cr - пасивуються):

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

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

4) концентрована H₂S⁺⁶O₄ реагує при нагріванні з деякими неметаллами. При цьому неметали окислюються до найвищого ступеня окиснення і утворюється 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

Застосування сульфатної кислоти.

1. Отримання фосфорних і азотних добрив, пластмас, штучних волокон, барвників, лікарських та вибухових речовин.

2. Харчова, парфумерна, текстильна, шкіряна промисловість.

3. Очищення нафтопродуктів

4. Акумулятори.

Застосування солей сульфатної кислоти - сульфатів

1. Na₂SO₄·1OH₂O - глауберова сіль, виробництво скла, соди

2. MgSO₄·7H₂O - магнезія – проносне

3. FeSO₄·7H₂O, CuSO₄·5H₂O - залізний і мідний купорос - боротьба з шкідниками сільсько-господарських культур

4. KAl(SO₄)₂·12H2O, KCr(SO₄)₂·12H₂O – алюмокалієві та хромокалієві галуни - обробка шкіри

5. CaSO₄·2H₂O - гіпс, при прожарюванні перетворюється в алебастр

ВУГЛЕЦЬ

Електронна будова

 

Вуглець може мати наступні ступені окиснення:

С^-4 С⁰ С⁺² С⁺⁴

СН₄ С СO СО₂

Алотропні модифікації вуглеця

1. Алмаз. Кристалічна речовина, прозора, сильно заломлює промені світла, дуже тверда, проводить електричний струм, погано проводить тепло. Атоми вуглецю знаходяться в sp³-гібридизації і утворюють атомну кристалічну решітку з міцними ковалентними зв’язками. Можна отримати з графіту при p>50 тис. атм та t = 1200C. Використовується в якості шліфувального порошку, склорізів, після огранки отримують діаманти.

2. Графіт. Кристалічна речовина, шарувата, непрозора, темно-сіра, має металевий блиск, м'яка, проводить електричний струм. У кристалічній решітці атоми вуглецю знаходяться в sp²-гібридному стані і утворюють шари з шестичленних кілець; між шарами діють міжмолекулярні сили. Використовується для виготовлення електродів, олівцевих грифелів, в якості сповільнювача нейтронів в ядерних реакторах, входить до складу деяких мастильних матеріалів.

напівпровідник.

3. Карбін. Чорний порошок, напівпровідник, складається із лінійних ланцюжків C = С = С = С ; атоми вуглецю знаходяться в sp-гібридному стані. При нагріванні переходить в графіт.

Хімічні властивості

Вуглець - малоактивний, на холоді реагує тільки з фтором; хімічна активність проявляється при високих температурах.

І. Відновні властивості

1) реагує з киснем

C⁰ + O₂ –^t CO₂ углекислый газ

при нестачі кисню відбувається неповне згорання:

2C⁰ + O₂ –^t2C⁺²O угарный газ

2) реагує з фтором

С + 2F₂  CF₄

 

3) вступає в реакцію з водяним паром

C⁰ + H₂O –^1200С⁺²O + H₂ (водяний газ)

 

4) реагує з оксидами металів

C⁰ + 2CuO –^t 2Cu + C⁺⁴O₂

 

5) вступає в реакцію з кислотами-окисниками:

C⁰ + 2H₂SO₄(конц.)  С⁺⁴O₂ + 2SO₂ + 2H₂O

С⁰ + 4HNO₃(конц.) С⁺⁴O₂ + 4NO₂ + 2H₂O

ІІ. Окисні властивості.

6) з деякими металами утворює карбіди

4Al + 3C⁰  Al₄C₃

Ca + 2C⁰  CaC₂^-4

7) з воднем утворює метан

C⁰ + 2H₂  CH₄

Застосування вуглецю.

1. Сажу використовують як наповнювач при виробництві гуми і як друкарську фарбу.

2. Сполуки вуглецю - кам'яне вугілля, природний газ, нафта - паливо.

3. Відновлювач в металургії.

4. Адсорбент.