Aldehidi z alkalijami. Nasičeni aldehidi in ketoni

OPREDELITEV

Brezvodni žveplova kislina je težka, viskozna tekočina, ki se zlahka meša z vodo v katerem koli razmerju: za interakcijo je značilen izredno velik eksotermni učinek (~880 kJ/mol pri neskončnem redčenju) in lahko povzroči eksplozivno vrenje in brizganje mešanice, če je voda dodan kislini; Zato je tako pomembno, da vedno obrnete vrstni red pri pripravi raztopin in kislino dodajate vodi počasi in med mešanjem.

Nekatere fizikalne lastnosti žveplove kisline so podane v tabeli.

Brezvodni H2SO4 je izjemna spojina z nenavadno visoko dielektrično konstanto in zelo visoko električno prevodnostjo, ki je posledica ionske avtodisociacije (avtoprotolize) spojine, pa tudi prevodnega mehanizma prenosa protonov, ki omogoča pretok električnega toka skozi viskozno tekočino z velikim številom vodikovih vezi.

Tabela 1. Fizikalne lastnosti žveplove kisline.

Priprava žveplove kisline

Žveplova kislina je najpomembnejša industrijska kemikalija in najcenejša kislina, proizvedena v velikih količinah kjer koli na svetu.

Koncentrirano žveplovo kislino (»olje vitriola«) so najprej pridobivali s segrevanjem »zelenega vitriola« FeSO 4 × nH 2 O in jo porabili v velikih količinah za proizvodnjo Na 2 SO 4 in NaCl.

Sodoben postopek za proizvodnjo žveplove kisline uporablja katalizator, ki je sestavljen iz vanadijevega (V) oksida z dodatkom kalijevega sulfata na nosilcu iz silicijevega dioksida ali kieselguhra. Žveplov dioksid SO2 nastaja s sežiganjem čistega žvepla ali s praženjem sulfidne rude (predvsem pirita ali rud Cu, Ni in Zn) v procesu pridobivanja teh kovin, ki se nato oksidira v trioksid, nato pa se z raztapljanjem pridobi žveplova kislina voda:

S + O 2 → SO 2 (ΔH 0 - 297 kJ/mol);

SO 2 + ½ O 2 → SO 3 (ΔH 0 - 9,8 kJ/mol);

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 (ΔH 0 - 130 kJ/mol).

Kemijske lastnosti žveplove kisline

Žveplova kislina je močna dibazična kislina. V prvem koraku v raztopinah nizke koncentracije skoraj popolnoma disociira:

H 2 SO 4 ↔H + + HSO 4 - .

Druga stopnja disociacije

HSO 4 — ↔H + + SO 4 2-

pojavlja v manjšem obsegu. Disociacijska konstanta žveplove kisline v drugi stopnji, izražena z ionsko aktivnostjo, je K 2 = 10 -2.

Kot dibazična kislina tvori žveplova kislina dve vrsti soli: srednje in kisle. Povprečne soli žveplove kisline imenujemo sulfati, kisle soli pa hidrosulfati.

Žveplova kislina pohlepno absorbira vodno paro in se zato pogosto uporablja za sušenje plinov. Sposobnost absorpcije vode tudi pojasnjuje zoglenitev številnih organskih snovi, zlasti tistih, ki spadajo v razred ogljikovih hidratov (vlaknine, sladkor itd.), Ko so izpostavljene koncentrirani žveplovi kislini. Žveplova kislina odvzame vodik in kisik iz ogljikovih hidratov, ki tvorita vodo, ogljik pa se sprosti v obliki premoga.

Koncentrirana žveplova kislina, zlasti vroča, je močan oksidant. Oksidira HI in HBr (vendar ne HCl) v proste halogene, premog v CO 2, žveplo v SO 2. Te reakcije so izražene z enačbami:

8HI + H 2 SO 4 = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O;

2HBr + H 2 SO 4 = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O;

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O;

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O.

Interakcija žveplove kisline s kovinami poteka različno glede na njeno koncentracijo. Razredčena žveplova kislina oksidira s svojim vodikovim ionom. Zato deluje le s tistimi kovinami, ki so v napetostnem nizu le do vodika, na primer:

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2.

Vendar pa se svinec ne topi v razredčeni kislini, ker je nastala sol PbSO 4 netopna.

Koncentrirana žveplova kislina je zaradi žvepla (VI) oksidant. Oksidira kovine v napetostnem območju do vključno srebra. Produkti njegove redukcije se lahko razlikujejo glede na aktivnost kovine in pogojev (koncentracija kisline, temperatura). Pri interakciji z nizko aktivnimi kovinami, na primer z bakrom, se kislina reducira na SO 2:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

Pri interakciji z bolj aktivnimi kovinami so lahko redukcijski produkti tako dioksid kot prosti žveplo in vodikov sulfid. Na primer, pri interakciji s cinkom lahko pride do naslednjih reakcij:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O;

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Uporaba žveplove kisline

Uporaba žveplove kisline se razlikuje od države do države in od desetletja do desetletja. Na primer, v ZDA je trenutno glavno področje porabe H 2 SO 4 proizvodnja gnojil (70 %), sledijo pa ji kemična proizvodnja, metalurgija in rafiniranje nafte (~ 5 % na vsakem območju). V Združenem kraljestvu je porazdelitev porabe po panogah drugačna: samo 30 % proizvedenega H2SO4 se porabi za proizvodnjo gnojil, 18 % pa gre za barve, pigmente in polizdelke pri proizvodnji barvil, 16 % za kemično proizvodnjo, 12 % za proizvodnjo mil in detergentov, 10 % za proizvodnjo naravnih in umetnih vlaken in 2,5 % za metalurgijo.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

Žveplova kislina je anorganska dibazična nestabilna kislina srednje jakosti. Nestabilna spojina, poznana le v vodnih raztopinah v koncentraciji največ šest odstotkov. Ko poskušamo izolirati čisto žveplovo kislino, ta razpade na žveplov oksid (SO2) in vodo (H2O). Na primer, ko koncentrirana žveplova kislina (H2SO4) reagira z natrijevim sulfitom (Na2SO3), se namesto žveplove kisline sprosti žveplov oksid (SO2). Tako izgleda reakcija:

Na2SO3 (natrijev sulfit) + H2SO4 (žveplova kislina) = Na2SO4 (natrijev sulfat) + SO2 (žveplov dioksid) + H2O (voda)

Raztopina žveplove kisline

Pri shranjevanju je treba izključiti dostop zraka. V nasprotnem primeru se bo žveplova kislina, ki počasi absorbira kisik (O2), spremenila v žveplovo kislino.

2H2SO3 (žveplova kislina) + O2 (kisik) = 2H2SO4 (žveplova kislina)

Raztopine žveplove kisline imajo precej specifičen vonj (spominja na vonj, ki ostane po prižiganju vžigalice), katerega prisotnost je mogoče pojasniti s prisotnostjo žveplovega oksida (SO2), ki ni kemično vezan na vodo.

Kemijske lastnosti žveplove kisline

1. H2SO3) se lahko uporablja kot redukcijsko sredstvo ali oksidacijsko sredstvo.

H2SO3 je dobro redukcijsko sredstvo. Z njegovo pomočjo je mogoče iz prostih halogenov pridobiti vodikove halogenide. Na primer:

H2SO3 (žveplova kislina) + Cl2 (klor, plin) + H2O (voda) = H2SO4 (žveplova kislina) + 2HCl (klorovodikova kislina)

Toda pri interakciji z močnimi redukcijskimi sredstvi bo ta kislina delovala kot oksidant. Primer je reakcija žveplove kisline z vodikovim sulfidom:

H2SO3 (žveplova kislina) + 2H2S (vodikov sulfid) = 3S (žveplo) + 3H2O (voda)

2. Kemična spojina, ki jo obravnavamo, tvori dve - sulfite (srednje) in hidrosulfite (kisle). Te soli so reducenti, tako kot (H2SO3) žveplova kislina. Ko se oksidirajo, nastanejo soli žveplove kisline. Pri žganju sulfitov aktivnih kovin nastanejo sulfati in sulfidi. To je reakcija samooksidacije-samozdravljenja. Na primer:

4Na2SO3 (natrijev sulfit) = Na2S + 3Na2SO4 (natrijev sulfat)

Natrijev in kalijev sulfit (Na2SO3 in K2SO3) se uporabljata pri barvanju tkanin v tekstilni industriji, pri beljenju kovin in v fotografiji. Kalcijev hidrosulfit (Ca(HSO3)2), ki obstaja samo v raztopini, se uporablja za predelavo lesnega materiala v posebno sulfitno kašo. Nato se uporablja za izdelavo papirja.

Uporaba žveplove kisline

Žveplova kislina se uporablja:

Za beljenje volne, svile, lesne mase, papirja in drugih podobnih snovi, ki ne prenesejo beljenja z močnejšimi oksidanti (npr. klor);

Kot konzervans in antiseptik, na primer za preprečevanje fermentacije žita pri proizvodnji škroba ali za preprečevanje procesa fermentacije v vinskih sodih;

Za konzerviranje hrane, na primer pri konzerviranju zelenjave in sadja;

Predelano v sulfitno kašo, iz katere se nato proizvaja papir. V tem primeru se uporablja raztopina kalcijevega hidrosulfita (Ca(HSO3)2), ki topi lignin, posebno snov, ki veže celulozna vlakna.

Žveplova kislina: priprava

To kislino lahko proizvedemo z raztapljanjem žveplovega dioksida (SO2) v vodi (H2O). Potrebovali boste koncentrirano žveplovo kislino (H2SO4), baker (Cu) in epruveto. Algoritem dejanj:

1. V epruveto previdno vlijemo koncentrirano žveplovo kislino in vanjo položimo kos bakra. Segrejte se. Pojavi se naslednja reakcija:

Cu (baker) + 2H2SO4 (žveplova kislina) = CuSO4 (žveplov sulfat) + SO2 (žveplov dioksid) + H2O (voda)

2. Tok žveplovega dioksida mora biti usmerjen v epruveto z vodo. Ko se raztopi, se delno pojavi z vodo, kar povzroči nastanek žveplove kisline:

SO2 (žveplov dioksid) + H2O (voda) = H2SO3

Torej, s prehodom žveplovega dioksida skozi vodo lahko dobite žveplovo kislino. Upoštevati je treba, da ima ta plin dražilni učinek na membrane dihalnih poti, lahko povzroči vnetje, pa tudi izgubo apetita. Dolgotrajno vdihavanje lahko povzroči izgubo zavesti. S tem plinom je treba ravnati skrajno previdno in previdno.

Kisline so kemične spojine, sestavljene iz vodikovih atomov in kislih ostankov, na primer SO4, SO3, PO4 itd. So anorganske in organske. Prvi vključujejo klorovodikovo, fosforno, sulfidno, dušikovo in žveplovo kislino. Drugi vključujejo ocetno kislino, palmitinsko kislino, mravljinčno kislino, stearinsko kislino itd.

Kaj je žveplova kislina

Ta kislina je sestavljena iz dveh vodikovih atomov in kislega ostanka SO4. Ima formulo H2SO4.

Žveplova kislina ali, kot se imenuje tudi sulfat, se nanaša na anorganske dibazične kisline, ki vsebujejo kisik. Ta snov velja za eno najbolj agresivnih in kemično aktivnih. V večini kemijskih reakcij deluje kot oksidant. To kislino lahko uporabljamo v koncentrirani ali razredčeni obliki, v tem primeru ima nekoliko drugačne kemijske lastnosti.

Fizikalne lastnosti

Žveplova kislina je v normalnih pogojih tekoča, njeno vrelišče je približno 279,6 stopinj Celzija, zmrzišče, ko se spremeni v trdne kristale, je približno -10 stopinj za sto odstotkov in okoli -20 za 95 odstotkov.

Čista 100% sulfatna kislina je oljnata tekoča snov brez vonja in barve, ki ima skoraj dvakrat večjo gostoto vode - 1840 kg/m3.

Kemijske lastnosti sulfatne kisline

Žveplova kislina reagira s kovinami, njihovimi oksidi, hidroksidi in solmi. Razredčen z vodo v različnih razmerjih se lahko obnaša drugače, zato si poglejmo lastnosti koncentrirane in šibke raztopine žveplove kisline posebej.

Koncentrirana raztopina žveplove kisline

Raztopina, ki vsebuje vsaj 90 odstotkov sulfatne kisline, se šteje za koncentrirano. Takšna raztopina žveplove kisline lahko reagira tudi z nizko aktivnimi kovinami, pa tudi z nekovinami, hidroksidi, oksidi in solmi. Lastnosti takšne raztopine sulfatne kisline so podobne lastnostim koncentrirane nitratne kisline.

Interakcija s kovinami

Med kemijsko reakcijo koncentrirane raztopine sulfatne kisline s kovinami, ki se nahajajo desno od vodika v nizu elektrokemičnih napetosti kovin (to je z ne najbolj aktivnimi), nastanejo naslednje snovi: sulfat kovine, s katerim pride do interakcije voda in žveplov dioksid. Med kovine, v interakciji s katerimi nastanejo naštete snovi, spadajo baker (cuprum), živo srebro, bizmut, srebro (argentum), platina in zlato (aurum).

Interakcija z neaktivnimi kovinami

Pri kovinah, ki so v napetostnem nizu levo od vodika, se koncentrirana žveplova kislina obnaša nekoliko drugače. Kot rezultat te kemične reakcije nastanejo naslednje snovi: sulfat določene kovine, vodikov sulfid ali čisto žveplo in voda. Med kovine, s katerimi pride do podobne reakcije, so tudi železo (ferum), magnezij, mangan, berilij, litij, barij, kalcij in vse druge, ki so v napetostnem nizu levo od vodika, razen aluminija, kroma, niklja in titana - z njimi koncentrirana sulfatna kislina ne deluje.

Interakcija z nekovinami

Ta snov je močan oksidant, zato je sposobna sodelovati v redoks kemičnih reakcijah z nekovinami, kot sta na primer ogljik (ogljik) in žveplo. Zaradi takšnih reakcij se voda nujno sprosti. Ko se ta snov doda ogljiku, se sprostita tudi ogljikov dioksid in žveplov dioksid. In če žveplu dodate kislino, dobite samo žveplov dioksid in vodo. V taki kemični reakciji ima sulfatna kislina vlogo oksidanta.

Interakcija z organskimi snovmi

Med reakcijami žveplove kisline z organskimi snovmi lahko ločimo zoglenjenje. Ta proces se zgodi, ko ta snov trči s papirjem, sladkorjem, vlakni, lesom itd. V tem primeru se v vsakem primeru sprosti ogljik. Ogljik, ki nastane med reakcijo, lahko delno reagira z žveplovo kislino, če je v presežku. Na fotografiji je prikazana reakcija sladkorja z raztopino sulfatne kisline srednje koncentracije.

Reakcije s solmi

Tudi koncentrirana raztopina H2SO4 reagira s suhimi solmi. V tem primeru pride do standardne reakcije izmenjave, pri kateri nastaneta kovinski sulfat, ki je bil prisoten v strukturi soli, in kislina z ostankom, ki je bil v soli. Vendar pa koncentrirana žveplova kislina ne reagira z raztopinami soli.

Medsebojno delovanje z drugimi snovmi

Tudi ta snov lahko reagira s kovinskimi oksidi in njihovimi hidroksidi, v teh primerih pride do izmenjavalnih reakcij, v prvem se sproščata kovinski sulfat in voda, v drugem pa enako.

Kemijske lastnosti šibke raztopine sulfatne kisline

Razredčena žveplova kislina reagira z mnogimi snovmi in ima enake lastnosti kot vse kisline. Za razliko od koncentrirane kovine deluje samo z aktivnimi kovinami, to je tistimi, ki so levo od vodika v napetostnem nizu. V tem primeru pride do enake substitucijske reakcije kot pri kateri koli kislini. Pri tem se sprosti vodik. Tudi takšna kislinska raztopina medsebojno deluje z raztopinami soli, kar ima za posledico reakcijo izmenjave, o kateri smo že govorili zgoraj, z oksidi - enako kot koncentrirana, in s hidroksidi - prav tako enako. Poleg navadnih sulfatov obstajajo tudi hidrosulfati, ki so produkt interakcije hidroksida in žveplove kisline.

Kako ugotoviti, ali raztopina vsebuje žveplovo kislino ali sulfate

Da bi ugotovili, ali so te snovi prisotne v raztopini, se uporablja posebna kvalitativna reakcija na sulfatne ione, ki to omogoča. Sestoji iz dodajanja barija ali njegovih spojin v raztopino. To lahko povzroči belo oborino (barijev sulfat), kar kaže na prisotnost sulfatov ali žveplove kisline.

Kako se proizvaja žveplova kislina?

Najpogostejša metoda industrijske proizvodnje te snovi je njena ekstrakcija iz železovega pirita. Ta proces poteka v treh fazah, od katerih vsaka vključuje specifično kemično reakcijo. Poglejmo jih. Najprej se piritu doda kisik, kar povzroči nastanek ferumovega oksida in žveplovega dioksida, ki se uporablja za nadaljnje reakcije. Ta interakcija se pojavi pri visoki temperaturi. Sledi faza, v kateri se žveplov trioksid pridobi z dodajanjem kisika v prisotnosti katalizatorja, ki je vanadijev oksid. Zdaj, na zadnji stopnji, nastali snovi dodamo vodo in dobimo sulfatno kislino. To je najpogostejši postopek za industrijsko ekstrakcijo sulfatne kisline, najpogosteje se uporablja, ker je pirit najbolj dostopna surovina, primerna za sintezo snovi, opisane v tem članku. Žveplova kislina, pridobljena s tem postopkom, se uporablja na različnih področjih industrije – tako v kemični kot v mnogih drugih, na primer pri rafiniranju nafte, bogatenju rud itd. Njena uporaba je pogosto predvidena tudi v tehnologiji za proizvodnjo številnih sintetična vlakna.

Dušikova kislina- HNO3, monobazna močna kislina, ki vsebuje kisik. Trdna dušikova kislina tvori dve kristalni modifikaciji z monoklinsko in ortorombično mrežo. Dušikova kislina se meša z vodo v poljubnem razmerju. V vodnih raztopinah skoraj popolnoma disociira na ione. Tvori azeotropno zmes z vodo s koncentracijo 68,4 % in vreliščem 120 °C pri 1 atm. Poznamo dva trdna hidrata: monohidrat (HNO3 H2O) in trihidrat (HNO3 3H2O).
Visoko koncentrirana HNO3 je običajno rjave barve zaradi procesa razgradnje, ki poteka na svetlobi:

HNO3 ---> 4NO2 + O2 + 2H2O

Pri segrevanju dušikova kislina razpade po enaki reakciji. Dušikovo kislino lahko destiliramo (brez razgradnje) samo pod znižanim tlakom.

Dušikova kislina je močno oksidacijsko sredstvo , koncentrirana dušikova kislina oksidira žveplo v žveplovo kislino in fosfor v fosforno kislino (na primer amini in hidrazin, terpentin) se spontano vžgejo ob stiku s koncentrirano dušikovo kislino.

Stopnja oksidacije dušika v dušikovi kislini je 4-5. Kot oksidant se lahko HNO reducira v različne produkte:

Katera od teh snovi nastane, tj. kako globoko se dušikova kislina reducira v določenem primeru, je odvisno od narave reducenta in reakcijskih pogojev, predvsem od koncentracije kisline. Višja kot je koncentracija HNO, manj globoko se zmanjša. Pri reakciji s koncentrirano kislino se najpogosteje sprosti.

Pri reakciji z razredčeno dušikovo kislino z nizko aktivnimi kovinami, na primer pri bakru se sprošča NO. V primeru bolj aktivnih kovin - železa, cinka - nastane.

Zelo razredčena dušikova kislina reagira z aktivne kovine-cink, magnezij, aluminij - s tvorbo amonijevega iona, ki s kislino daje amonijev nitrat. Običajno nastane več izdelkov hkrati.

Zlato, nekatere kovine platinske skupine in tantal so inertni na dušikovo kislino v celotnem koncentracijskem območju, druge kovine reagirajo z njo, potek reakcije pa določa njena koncentracija. Tako koncentrirana dušikova kislina reagira z bakrom, da nastane dušikov dioksid, razredčena dušikova kislina pa reagira z dušikovim oksidom (II):

Cu + 4HNO3----> Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O

3Cu + 8 HNO3 ----> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Večina kovine pri reakciji z dušikovo kislino s sproščanjem dušikovih oksidov v različnih oksidacijskih stanjih ali njihovih mešanicah lahko razredčena dušikova kislina pri reakciji z aktivnimi kovinami reagira s sproščanjem vodika in redukcijo nitratnega iona v amoniak.

Nekatere kovine (železo, krom, aluminij), ki reagirajo z razredčeno dušikovo kislino, koncentrirana dušikova kislina pasivizira in je odporna na njene učinke.

Mešanica dušikove in žveplove kisline se imenuje "melange". Dušikova kislina se pogosto uporablja za pridobivanje nitro spojin.

Mešanica treh volumnov klorovodikove kisline in enega volumna dušikove kisline se imenuje "aqua regia". Aqua regia raztopi večino kovin, vključno z zlatom. Njegove močne oksidacijske sposobnosti so posledica nastalega atomskega klora in nitrozil klorida:

3HCl + HNO3 ----> NOCl + 2 =2H2O

Žveplova kislina– težka oljnata tekočina brez barve. Meša se z vodo v poljubnem razmerju.

Koncentrirana žveplova kislinaaktivno absorbira vodo iz zraka in jo odstrani iz drugih snovi. Ko organske snovi pridejo v koncentrirano žveplovo kislino, zoglenijo, na primer papir:

(C6H10O5)n + H2SO4 => H2SO4 + 5nH2O + 6C

Ko koncentrirana žveplova kislina reagira s sladkorjem, nastane porozna ogljikova masa, podobna črni strjeni gobi:

C12H22O11 + H2SO4 => C + H2O + CO2 + Q

Kemijske lastnosti razredčene in koncentrirane žveplove kisline so različni.

Razredčene raztopine reakcija žveplove kisline s kovinami , ki se nahaja v nizu elektrokemičnih napetosti levo od vodika, s tvorbo sulfatov in sproščanjem vodika.

Koncentrirane raztopinežveplova kislina ima močne oksidativne lastnosti zaradi prisotnosti v svojih molekulah atoma žvepla v najvišjem oksidacijskem stanju (+6), zato je koncentrirana žveplova kislina močan oksidant. Nekatere nekovine oksidirajo tako:

S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 => CO2 + 2SO2 + 2H2O

P4 + 8H2SO4 => 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H2O

H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O

Ona sodeluje s kovinami , ki se nahaja v nizu elektrokemične napetosti kovin desno od vodika (baker, srebro, živo srebro), s tvorbo sulfatov, vode in produktov redukcije žvepla. Koncentrirane raztopine žveplova kislina ne reagiraj z zlatom in platino zaradi nizke aktivnosti.

a) nizko aktivne kovine reducirajo žveplovo kislino v žveplov dioksid SO2:

Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O

2Ag + 2H2SO4 => Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

b) s kovinami vmesne aktivnosti so možne reakcije s sproščanjem katerega koli od treh produktov redukcije žveplove kisline:

Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 2H2O

c) z aktivnimi kovinami se lahko sprosti žveplo ali vodikov sulfid:

8K + 5H2SO4 => 4K2SO4 + H2S + 4H2O

6Na + 4H2SO4 => 3Na2SO4 + S + 4H2O

d) koncentrirana žveplova kislina na hladnem (to je brez segrevanja) ne deluje z aluminijem, železom, kromom, kobaltom, nikljem - pride do pasivizacije teh kovin. Zato je žveplovo kislino mogoče prevažati v železnih posodah. Vendar pa lahko pri segrevanju tako železo kot aluminij sodelujeta z njim:

2Fe + 6H2SO4 => Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

2Al + 6H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

TO. globina redukcije žvepla je odvisna od redukcijskih lastnosti kovin. Aktivne kovine (natrij, kalij, litij) reducirajo žveplovo kislino v vodikov sulfid, kovine, ki se nahajajo v območju napetosti od aluminija do železa - v prosto žveplo in kovine z manjšo aktivnostjo - v žveplov dioksid.

Pridobivanje kislin.

1. Kisline brez kisika dobimo s sintetiziranjem vodikovih spojin nekovin iz enostavnih snovi in ​​nato raztapljanjem nastalih produktov v vodi

Nekovina + H 2 = vodikova vez nekovine

H2 + Cl2 = 2HCl

2. Oksokisline dobimo z reakcijo kislinskih oksidov z vodo.

Kislinski oksid + H 2 O = oksokislina

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

3. Večino kislin lahko dobimo z reakcijo soli s kislinami.

Sol + kislina = sol + kislina

2NaCl + H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 SO 4

Baze so kompleksne snovi, katerih molekule so sestavljene iz kovinskega atoma in ene ali več hidroksidnih skupin.

Baze so elektroliti, ki disociirajo in tvorijo katione kovinskih elementov in hidroksidne anione.

Na primer:
KON = K +1 + OH -1

6. Razvrstitev razlogov:

1. Po številu hidroksilnih skupin v molekuli:

a) · Monokislina, katere molekule vsebujejo eno hidroksidno skupino.

b) · Dikisline, katerih molekule vsebujejo dve hidroksidni skupini.

c) · Trikisline, katerih molekule vsebujejo tri hidroksidne skupine.
2. Glede na topnost v vodi: topni in netopni.

7.Fizikalne lastnosti baz:

Vse anorganske baze so trdne snovi (razen amonijevega hidroksida). Baze so različnih barv: kalijev hidroksid je bel, bakrov hidroksid je moder, železov hidroksid je rdeče-rjav.

Topen razlogov tvorijo raztopine, ki so na otip milne, po čemer so te snovi tudi dobile ime alkalija.

Alkalije tvorijo samo 10 elementov periodičnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejeva: 6 alkalijskih kovin - litij, natrij, kalij, rubidij, cezij, francij in 4 zemeljskoalkalijske kovine - kalcij, stroncij, barij, radij.

8. Kemijske lastnosti baz:

1. Vodne raztopine alkalij spremenijo barvo indikatorjev. fenolftalein - škrlatno, metiloranžno - rumeno. To je zagotovljeno s prosto prisotnostjo hidrokso skupin v raztopini. Zato slabo topne baze ne dajejo takšne reakcije.

2. Interakcija :

a) z kisline: baza + kislina = sol + H2O

KOH + HCl = KCl + H2O

b) z kislinski oksidi: Alkalijski + kislinski oksid = sol + H 2 O

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

c) z rešitve: Raztopina luga + raztopina soli = nova baza + nova sol

2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

d) z amfoterne kovine: Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2

Amfoterni hidroksidi:

a) Reagirajo s kislinami, da nastanejo sol in voda:

Bakrov (II) hidroksid + 2HBr = CuBr2 + voda.

b). Reagirajte z alkalijami: rezultat - sol in voda (pogoj: fuzija):

Zn(OH)2 + 2CsOH = sol + 2H2O.

V). Reagirajte z močnimi hidroksidi: rezultat so soli, če reakcija poteka v vodni raztopini: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Pri segrevanju v vodi netopne baze razpadejo na bazični oksid in vodo:

Netopna baza = bazični oksid + H2O

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Soli – to so produkti nepopolne zamenjave vodikovih atomov v molekulah kislin s kovinskimi atomi ali pa so to produkti zamenjave hidroksidnih skupin v molekulah baz s kislimi ostanki .

Soli- to so elektroliti, ki disociirajo in tvorijo katione kovinskega elementa in anione kislinskega ostanka.

Na primer:

K 2 CO 3 = 2K +1 + CO 3 2-

Razvrstitev:

Normalne soli. To so produkti popolne zamenjave vodikovih atomov v molekuli kisline z atomi nekovin ali produkti popolne zamenjave hidroksidnih skupin v molekuli baze s kislimi ostanki.

Kisle soli. To so produkti nepopolne zamenjave vodikovih atomov v molekulah polibazičnih kislin s kovinskimi atomi.

Bazične soli. To so produkti nepopolne zamenjave hidroksidnih skupin v molekulah polikislinskih baz s kislimi ostanki.

Vrste soli:

Dvojne soli- vsebujejo dva različna kationa; dobijo se s kristalizacijo iz mešane raztopine soli z različnimi kationi, vendar enakimi anioni.

Mešane soli- vsebujejo dva različna aniona.

Hidratne soli(kristalni hidrati) - vsebujejo molekule kristalizacijske vode.

Kompleksne soli- vsebujejo kompleksen kation ali kompleksen anion.

Posebno skupino sestavljajo soli organskih kislin, katerih lastnosti se bistveno razlikujejo od lastnosti mineralnih soli. Nekatere izmed njih lahko uvrstimo v poseben razred organskih soli, tako imenovane ionske tekočine ali drugače »tekoče soli«, organske soli s tališčem pod 100 °C.

Fizikalne lastnosti:

Večina soli je belih trdnih snovi. Nekatere soli so obarvane. Na primer, kalijev oranžni dikromat, zeleni nikljev sulfat.

Glede na topnost v vodi soli delimo na v vodi topne, v vodi malo topne in netopne.

Kemijske lastnosti:

Topne soli v vodnih raztopinah disociirajo na ione:

1. Srednje soli disociirajo na kovinske katione in anione kislinskih ostankov:

Kisle soli disociirajo na kovinske katione in kompleksne anione:

KHSO 3 = K + HSO 3

· Bazične kovine disociirajo v kompleksne katione in anione kislih ostankov:

AlOH(CH 3 COO) 2 = AlOH + 2CH 3 COO

2. Soli medsebojno delujejo s kovinami, da tvorijo novo sol in novo kovino: Me(1) + Sol(1) = Me(2) + Sol(2)

CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu

3. Raztopine medsebojno delujejo z alkalijami Raztopina soli + Raztopina alkalije = Nova sol + Nova baza:

FeCl 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCl

4. Soli medsebojno delujejo s kislinami Sol + kislina = sol + kislina:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

5. Soli lahko medsebojno delujejo Sol(1) + Sol(2) = Sol(3) + Sol(4):

AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3

6. Bazične soli medsebojno delujejo s kislinami Bazična sol + Kislina = Srednja sol + H 2 O:

CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O

7. Kisle soli medsebojno delujejo z alkalijami Kisla sol + alkalija = srednja sol + H 2 O:

NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O

8. Veliko soli pri segrevanju razpade: MgCO 3 = MgO + CO 2

Predstavniki soli in njihov pomen:

Soli se pogosto uporabljajo tako v proizvodnji kot v vsakdanjem življenju:

Soli klorovodikove kisline. Najpogosteje uporabljena klorida sta natrijev klorid in kalijev klorid.

Natrijev klorid (kuhinjska sol) izolirajo iz jezerske in morske vode, kopljejo pa ga tudi v rudnikih soli. Namizna sol se uporablja za prehrano. V industriji natrijev klorid služi kot surovina za proizvodnjo klora, natrijevega hidroksida in sode.

Kalijev klorid se uporablja v kmetijstvu kot kalijevo gnojilo.

Soli žveplove kisline. V gradbeništvu in medicini se pogosto uporablja polvodna sadra, pridobljena z žganjem kamnine (kalcijev sulfat dihidrat). Ko se zmeša z vodo, se hitro strdi in nastane kalcijev sulfat dihidrat, to je sadra.

Natrijev sulfat dekahidrat se uporablja kot surovina za proizvodnjo sode.

Soli dušikove kisline. Nitrati se večinoma uporabljajo kot gnojila v kmetijstvu. Najpomembnejši med njimi so natrijev nitrat, kalijev nitrat, kalcijev nitrat in amonijev nitrat. Običajno se te soli imenujejo nitrati.

Od ortofosfatov je najpomembnejši kalcijev ortofosfat. Ta sol služi kot glavna sestavina mineralov - fosforitov in apatitov. Fosforiti in apatiti se uporabljajo kot surovine pri proizvodnji fosfatnih gnojil, kot sta superfosfat in oborina.

Soli ogljikove kisline. Kalcijev karbonat se uporablja kot surovina za proizvodnjo apna.

Natrijev karbonat (soda) se uporablja pri proizvodnji stekla in pri izdelavi mila.
- Kalcijev karbonat najdemo tudi v naravi v obliki apnenca, krede in marmorja.

Materialni svet, v katerem živimo in katerega majhen delček smo, je en sam in hkrati neskončno raznolik. Enotnost in raznolikost kemičnih substanc tega sveta se najbolj jasno kaže v genetski povezanosti snovi, ki se odraža v tako imenovanih genetskih vrstah.

Genetski imenujemo povezavo med snovmi različnih razredov na podlagi njihovih medsebojnih transformacij.

Če osnovo genetske serije v anorganski kemiji tvorijo snovi, ki jih tvori en kemijski element, potem osnovo genetske serije v organski kemiji (kemija ogljikovih spojin) tvorijo snovi z enakim številom ogljikovih atomov v molekula.

Kontrola znanja:

1. Opredelite soli, baze, kisline, njihove značilnosti, glavne značilne reakcije.

2.Zakaj so kisline in baze združene v skupino hidroksidov? Kaj imata skupnega in v čem se razlikujeta? Zakaj je treba raztopini aluminijeve soli dodati alkalijo in ne obratno?

3. Naloga: Navedite primere reakcijskih enačb, ki ponazarjajo te splošne lastnosti netopnih baz.

4. Naloga: Določite oksidacijsko stopnjo atomov kovinskih elementov v podanih formulah. Kakšen vzorec lahko opazimo med njunima oksidacijskima stanjema v oksidu in bazi?

DOMAČA NALOGA:

Delo skozi: L2.str.162-172, obnova zapiskov predavanj št.5.

Po diagramih zapišite enačbe možnih reakcij, označite vrste reakcij: a) HCl + CaO ... ;
b) HCl + Al(OH) 3 ...;
c) Mg + HCl ... ;
d) Hg + HCl ... .

Razdelite snovi v razrede spojin. Formule snovi: H 2 SO 4, NaOH, CuCl 2, Na 2 SO 4, CaO, SO 3, H 3 PO 4, Fe(OH) 3, AgNO 3, Mg(OH) 2, HCl, ZnO, CO 2 , Cu 2 O, NO 2

Predavanje št. 6.

Tema: Kovine. Položaj kovinskih elementov v periodnem sistemu. Iskanje kovin v naravi. Kovine. Interakcija kovin z nekovinami (klor, žveplo in kisik).

Oprema: periodni sistem kemijskih elementov, zbirka kovin, niz aktivnosti kovin.

Načrt študija teme

(seznam vprašanj, potrebnih za študij):

1. Položaj elementov - kovin v periodnem sistemu, zgradba njihovih atomov.

2. Kovine kot enostavne snovi. Kovinska vez, kovinske kristalne mreže.

3. Splošne fizikalne lastnosti kovin.

4. Razširjenost kovinskih elementov in njihovih spojin v naravi.

5. Kemijske lastnosti kovinskih elementov.

6. Pojem korozije.

H 2 SO 4 močna 2x bazična kislina, higroskopičen.

HSO 4 - - hidrosulfati, SO 4 2 - sulfati.

Kation Ba se uporablja za odkrivanje sulfatnih ionov:

Interakcija žveplove kisline z Me poteka različno, odvisno od koncentracije zdravila in aktivnosti Me.

Razredčena snov medsebojno deluje samo z Me v seriji aktivnosti do H:

Konc. kislina je močan oksidant zaradi S 6+, oksidira Me v seriji Ag, produkti njegove interakcije so lahko različne snovi, odvisno od aktivnosti Me in reakcijskih pogojev:

Konc.

hladna voda ne vpliva na Fe Al Cr

Z nizko aktivnim metanom se obnovi v SO 2:

Z aktivnimi produkti redukcije Me m/b SO 2 , S, H 2 S:

Oksidativne lastnosti konc. K-pojavite se tudi pri interakciji z drugimi reducenti.Oksidira HBr, HI (vendar ne klorovodikovo kislino) in njihove soli v proste halogene ter C, S, H 2 S, P:19. Splošne značilnostid- elementi

VI

skupine. Kemijske lastnosti: oksidi in hidroksidi, odvisnost manifestacije kislinsko-bazičnih lastnosti od stopnje oksidacije elementa. Kompleksi in kisline, ki vsebujejo krom.

Cr, Mo in W tvorijo podskupino kroma. V seriji Cr – Mo – W se ionizacijska energija poveča, tj. elektronske lupine atomov se zgostijo, še posebej močno pri prehodu iz Mo v W. Slednji ima zaradi kompresije lantanida atomske in ionske polmere blizu Mo. Zato sta si molibden in volfram po lastnostih bližje kot kromu. Najbolj značilno oksidacijsko stanje za krom je +3 in v manjši meri +6. Za Mo in W je najvišje oksidacijsko stanje +6. V nizu Cr – Mo – W se poveča temperatura taljenja in toplota atomizacije (sublimacija). To je razloženo s krepitvijo kovalentne vezi v kovinskem kristalu, ki nastane zaradi d - elektronov.

Čista Mo in W dobimo z redukcijo halogenidov:

MoF 6 + 3 H 2 → Mo + 6 HF (1200 0 C)

V normalnih pogojih vsi 3 Me reagirajo le s fluorom, pri segrevanju pa se združijo z drugimi HeMe.

Ne reagirajo z vodikom.

Od kroma do volframa se aktivnost zmanjša.

Cr se raztopi v razredčeni HCl in H2SO4, da nastane CrCl2 in CrSO4.

Molibden reagira počasi z dušikovo kislino, hitreje z vodko in mešanico HNO 3 in HF ali H 2 SO 4.

Volfram se topi tudi v mešanici HF in HNO 3.

V prisotnosti oksidantov vse tri kovine reagirajo z alkalnimi talinami in tvorijo kromate, molibdate in volframate.W + 8 HF + 2 HNO 3 = H 2 + 2 NO + 4 H 2 O) Kromov (II) oksid dobimo z reakcijo kromovega klorida z alkalijami. Kromov klorid dobimo z raztapljanjem kroma v klorovodikovi kislini:

Nestabilen, hitro oksidira z atmosferskim kisikom in se pretvori v krom (III)

Povezave Chrome (III) Kromov (III) oksid je netopen v vodi, niti v spojinah niti v alkalijah, njegova amfoterna narava se pokaže le, če se stopi z ustreznimi spojinami:

Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaCrO 2 + H 2 O

Pri delovanju alkalij na kromove (III) soli se izloči oborina kromovega (III) hidroksida:

Cr 3+ + 3 OH - = Cr(OH) 3 ↓

Cr(OH) 3 – amfoteren

Pri interakciji z alkalijami tvori hidroksokromite:

Cr(OH) 3 + 3 NaOH = Na 3

Kromove(III) spojine so močni reducenti.

Kromove spojine (IV) – kromov (IV) trioksid – kromov anhidrid – kislinski oksid. Pri raztapljanju v vodi nastanejo naslednje snovi: H 2 CrO 4 kromova kislina, H 2 Cr 2 O 7 dikromna kislina

Soli – kromati in dikromati. Medsebojne prehode kromata in dikromata lahko izrazimo z enačbo reverzne reakcije:

K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH = 2 K 2 CrO 4 + H 2 O

2 K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

Kromati in dikromati so močni oksidanti. Kromove (III) in kromove (IV) spojine v kislih in alkalnih raztopinah obstajajo v različnih oblikah:

v kislem okolju - ​​Cr 3+;

Cr2O72-

v alkalnem – 3-;

CrO 4 2-

Medsebojne transformacije se odvijajo različno glede na reakcijo raztopine:

V kislem okolju se vzpostavi ravnotežje:

v alkalnem okolju

Tisti. oksidativne lastnosti kroma 4 so najbolj izrazite v kislem okolju, redukcijske lastnosti kroma 3 pa v alkalnem okolju. Zato se oksidacija kromovih 3+ spojin v krom 6+ izvaja v prisotnosti alkalij, kromove 6+ spojine pa se uporabljajo kot oksidanti v kislih raztopinah: