2020-05-13
113
Получение:
В промышленности
1)Прямым синтезом: H2 + Cl2  2HCl↑.
В лаборатории
2) Взаимодействием кристаллических солей хлоридов с концентрированной серной кислотой: NaCl + H2SO4(к) NaHSO4 + HCl↑
|
| Физические свойства: Бесцветный газ с резким удушливым запахом. Прекрасно растворим в воде. В 1 л воды при нормальных условиях растворяется около 500 л хлороводорода. Раствор хлороводорода в воде называется соляной кислотой. Ядовит. *В 1,26 раза тяжелее воздуха. |
Химические свойства:
**1) С водой: HCl + H2O ⇄ H3O+ + Cl- (H3O+ – катион гидроксония)
2) С аммиаком: HCl + NH3 → NH4Cl (хлорид аммония или нашатырь)
3) Не горит.
4) Разложение: 2HCl  Cl2↑ + H2↑
*5) С органическими веществами: С2Н4 + HCl → С2Н5Cl (хлорэтан)
С2Н2 + 2HCl → С2Н4Cl2 (1,1-дихлорэтан)
Химические свойства соляной кислоты:
1) С металлами (стоящими в ряду активности до Н, см. стр. 53):
2HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑
6HCl + 2Al → 2AlCl3 + 3H2↑
2HCl + Fe → FeCl2 + H2↑
2) С оксидами металлов: 2HCl + ZnO → ZnCl2 + H2O
6HCl + Al2O3 → 2AlCl3 + 3H2O
3) С основаниями: HCl + NaOH → NaCl + H2O
2HCl + Zn(OH)2 → ZnCl2 + 2H2O
4) С солями: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3 качественная реакция
2HCl + Na2CO3 → 2NaCl + CO2↑ + H2O
2HCl + Na2SiO3 → 2NaCl + H2SiO3↓
|
| Применение хлороводорода: 1) Для получения соляной кислоты. 2) В органическом синтезе. Применение соляной кислоты: 1) В лабораторной практике. 2) Для травления металлов. 3) В органическом синтезе. |
ОСНОВНЫЕ СВЕДЕНИЯ О СЕРНОЙ КИСЛОТЕ
| H2SO4 – двухосновная, кислородсодержащая кислота |
Получение:
В промышленности поэтапно контактным способом:
1 этап: окисление пирита FeS2 или серы (в печи «кипящего слоя»)
4FeS2 + 11О2  2Fe2O3 + 8SO2↑ или S + О2 SO2↑
2 этап: очистка SO2 (в циклоне и электрофильтре – от примесей и пыли. В абсорбере (сушильной башне) – от влаги).
3 этап: окисление SO2 в SO3 (в контактном аппарате):
2SO2 + О2  2SO3↑
4 этап: абсорбция SO3 (в абсорбере (поглотительной башне)):
SO3 + Н2О → H2SO4 или SO3 + H2SO4 → H2S2O7 (олеум)
|
| Физические свойства: В чистом виде бесцветная маслянистая нелетучая жидкость, без запаха, кислая на вкус, отлично растворимая в воде, ядовита. Обугливает бумагу, мех, кожу, вызывая сильные ожоги. При попадании на кожу: необходимо смыть большим количеством воды, затем 2 % раствором соды (при попадании на кожу лица используют раствор питьевой соды) и вновь водой. При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество энергии (в результате гидратации), поэтому необходимо строго соблюдать правило: серную кислоту вливать медленно, по порциям, в воду, тщательно перемешивая. При этом использовать тонкостенную посуду. |
| Химические свойства:
1) Изменяет окраску индикаторов: лакмус в красный, а метилоранж в розовый. Сильный электролит:
1 ступень: H2SO4⇄ H+ + НSO4- ; 2 ступень: HSO4-⇄ H+ + SO42-.
2) С металлами: H2SO4 (р-р) + Zn → ZnSO4 + H2↑
2H2SO4 (конц.)+ Cu → CuSO4 + 2H2O + SO2↑
3) С оксидами металлов: H2SO4 + ZnO → ZnSO4+ H2O
4) С основаниями: H2SO4 + Zn(OH)2 → ZnSO4 + 2H2O
5) С солями: H2SO4 + BaCl2 → BaSO4¯ + 2HCl качественная реакция
*6) С неметаллами: 2H2SO4 (конц.) + С СO2↑ + 2SO2↑+ 2H2O
|
| Применение: Серная кислота занимает первое место по применению. Она применяется для получения солей – сульфатов и гидросульфатов, других кислот, минеральных удобрений, красителей, пластмасс, волокон, лекарственных препаратов, ядохимикатов, а также для зарядки аккумуляторов, как осушитель газов и катализатор и т.д. |
ОСНОВНЫЕ СВЕДЕНИЯ О СУЛЬФАТАХ
| Понятие Сульфат – это средняя соль серной кислоты. Например: K2SO4 – сульфат калия. |
| Получение: 1) Взаимодействие металлов с серной кислотой: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑ 2) Взаимодействие оксидов металлов с серной кислотой: ZnO + H2SO4 → ZnSO4+ H2O 3)Взаимодействие гидроксидов металлов с серной кислотой: Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O 4) Взаимодействие оксидов металлов с оксидом серы(VI): ZnO + SO3 → ZnSO4 5) Взаимодействие гидроксидов металлов с оксидом серы(VI): Ca(OH)2 + SO3 → CaSO4 + H2O 6) Обменными реакциями двух солей (в результате реакции должен образовываться осадок): (NН4)2SO4 + ВaCl2 → ВaSO4↓+ 2NH4Cl CuSO4 + Na2S → Na2SO4 + CuS↓ |
| Физические свойства: Все сульфаты – твердые кристаллические вещества, имеющие высокую температуру плавления. Окрашены в различные цвета. Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде; малорастворимы: сульфат кальция и серебра; нерастворимы: сульфаты бария, стронция и свинца(II). |
| Химические свойства:
1) С кислотами: CuSO4 + H2S → CuS↓ + H2SO4
2) Со щелочами: CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4
3) C другими солями: СuSO4 + Na2S → CuS↓ + Na2SO4
4) C более активными металлами: CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu↓
5) Разложение: CuSO4 CuO + SO3
*(2CuSO4 2CuO + 2SO2↑ + 2О2↑)
|
| Применение: 1) Техническое название сульфатов двухвалентных металлов – купоросы. 2) Многие сульфаты являются сырьем для химической промышленности (сульфаты натрия, калия, магния, аммония, алюминия, меди(II), железа (III) и др.). 3) СаSO4∙2H2O (природный гипс) – используется для получения алебастра (2СаSO4∙H2O), в строительстве, архитектуре и декоративном искусстве. |
