10.Серная кислота. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли серной кислоты. Применение.

H2SO4. Сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6).

Довольно сильный окислитель, окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO2, S — до SO2, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO2, а наиболее сильными восстановителями — до S и H2S.

Соли серной кислоты – сульфаты. Например, Na2SO4– сульфат натрия, NaHSO 4– гидросульфат натрия. Качественной реакцией на серную кислоту и её соли является ион бария. В результате взаимодействия сульфат-иона и иона бария образуется сульфат бария– осадок белого цвета. Серная кислота находит широкое применение.

Серную кислоту применяют в производстве минеральных удобрений, как электролит в свинцовых аккумуляторах, для получения различных минеральных кислот и солей, химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ, в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности.

11. Соединения серы в степени окисления +4. Роль в окислительно-восстановительных процессах (примеры). Применение.

SO2. Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты

SO2 + H2O ↔ H2SO3.

Со щелочами образует сульфиты:

SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O.

Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2, степень окисления серы в таких реакциях повышается:

SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr,

2SO2 + O2 → 2SO3 (требуется катализатор V2O5 и температура 450°),

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4.

В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства.

SO2 + 2CO → 2CO2 + S↓.

PH3 + SO2 → H(PH2O2) + S↓

Сферы применения оксида серы (IV): текстильная промышленность, отбеливание различных изделий и материалов, чувствительных к хлору, сельское хозяйство, борьба с вредными микроорганизмами, обработка теплиц, погребов, овощехранилищ и складов, виноделие, SO2 применяют как консервант в виде пищевой добавки Е 220, извлечение серы из отходящих газов металлургической промышленности, получение различных солей сернистой кислоты

12. Общая характеристика подгруппы азота.

В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. Все элементы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл.

13. Аммиак. Получение, химические свойства, применение.

NH3. Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота(процесс Габера):

N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 91,84 кДж

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O.

NH4NO3 + NaOH = NH3↑ + NaNO3 + H2O.

Аммиак химически очень активен, особенно в реакциях окисления и присоединения.

Аммиак - сильный восстановитель.

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

В присутствии катализатора аммиак окисляется до оксида азота (II):

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

При нагревании с хлором и пероксидом водорода образуются молекулы свободного азота:

2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl

2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O

Водный раствор аммиака имеет щелочную реакцию, так как при растворении аммиака в воде образуется гидроксид аммония NH4OH, который диссоциирует:

NH4OH " NH+ + ОН-

Гидроксид аммония неустойчив и распадается на аммиак и воду:

NH4OH = NH3 + H2O

При нейтрализации раствора аммиака кислотами образуются соли аммония:

NH3 + HCl = NH4Cl

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

Применение.Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство достигает 150 млн тонн. В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.