Контрольная работа по "Химии"

SO2 получают обжигом пирита FeS2 в специальных печах: 4FeS2+11О2=2Fe2O3+8SO2

Для ускорения обжига пирит  предварительно измельчают, а для  более полного выгорания серы вводят значительно больше воздуха (кислорода), чем требуется по реакции. Газ, выходящий из печи обжига, состоит  из оксида серы (IV), кислорода, азота, соединений мышьяка (из примесей в колчедане) и  паров воды. Он называется обжиговым  газом.

Обжиговый газ подвергается тщательной очистке, так как даже небольшое содержание соединений мышьяка, а также пыли и влаги отравляет  катализатор. От соединений мышьяка  и от пыли газ очищают, пропуская  его через специальные электрофильтры и промывную башню; влага поглощается  концентрированной серной кислотой в сушильной башне. Очищенный  газ, содержащий кислород, нагревается  в теплообменнике до 450°C и поступает  в контактный аппарат. Внутри контактного  аппарата имеются решетчатые полки, заполненные катализатором.

Раньше в качестве катализатора использовали мелкораздробленную металлическую  платину. Впоследствии она была заменена соединениями ванадия — оксидом  ванадия (V) V2O5 или суль-фатом ванадила VOSO4, которые дешевле платины и медленнее отравляются.

Реакция окисления SO2 в SO3 обратимая:

2SO2+О2«2SO3

Увеличение содержания кислорода в обжиговом газе повышает выход оксида серы (VI): при температуре 450°С он обычно достигает 95% и выше.

Образовавшийся оксид  серы (VI) далее подают методом противотока  в поглотительную башню, где он поглощается  концентрированной серной кислотой. По мере насыщения вначале образуется безводная серная кислота, а затем  олеум. В дальнейшем олеум разбавляют до 98% -ной серной кислоты и поставляют потребителям.

Структурная формула серной кислоты:

 

Физические свойства

 

Серная кислота —  тяжелая бесцветная маслянистая  жидкость, кристаллизующаяся при +10,4°С, почти вдвое (r=1,83 г/см3) тяжелее воды, не имеет запаха, нелетуча. Крайне гигроскопична. Поглощает влагу с выделением большого количества теплоты, поэтому нельзя воду приливать к концентрированной серной кислоте — произойдет разбрызгивание кислоты. Для разбавления надо серную кислоту приливать небольшими порциями к воде.

Безводная серная кислота  растворяет до 70% оксида серы (VI). При  нагревании отщепляет SO3 до тех пор, пока не образуется раствор с массовой долей H2SO4 98,3%. Безводная H2SO4 почти не проводит электрический ток.

 

Химические свойства

 

1. С водой смешивается  в любых соотношениях и образует  гидраты различного состава:

H2SO4•Н2О, H2SO4•2Н2О, H2SO4•3Н2O, H2SO4•4Н2О, H2SO4•6,5Н2O

2. Концентрированная серная  кислота обугливает органические  вещества — сахар, бумагу, дерево, волокно, отнимая от них элементы  воды:

С12Н22О11+H2SO4=12С+H2SO4•11Н2O

Образовавшийся уголь  частично вступает во взаимодействие с кислотой:

 

 

На поглощении воды серной кислотой основана осушка газов. Как  сильная нелетучая кислота H2SO4 вытесняет  другие кислоты из сухих солей:

NaNO3+H2SO4=NaHSO4+HNO3

Однако если добавлять, H2SO4 к растворам солей, то вытеснения кислот не происходит.

H2SO4 — сильная двухосновная  кислота: H2SO4«Н++HSO-4 HSO-4«H++SO2-4

Обладает всеми свойствами нелетучих сильных кислот.

Разбавленная серная кислота  характеризуется всеми свойствами кислот-неокислителей. А именно: взаимодействует с металлами, которые стоят в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода:

 

Взаимодействие с металлами  идет за счет восстановления ионов  водорода.

6. Концентрированная серная  кислота является энергичным  окислителем. При нагревании окисляет  большинство металлов, в том числе  и стоящие в электрохимическом ряду напряжений после водорода, Не реагирует только с платиной и золотом. В зависимости от активности металла в качестве продуктов восстановления могут быть S-2, S° и S+4.

 

 

На холоду концентрированная серная кислота не взаимодействует с такими сильными металлами, как алюминий, железо, хром. Это объясняется пассивацией металлов. Данную особенность широко используют при ее транспортировке в железной таре.

Однако при нагревании:

 

 

Таким образом, концентрированная  серная кислота взаимодействует  с металлами за счет восстановления атомов кислотообразователя.

Качественной реакцией на сульфат-ион SO2-4 является образование  белого кристаллического осадка BaSO4, нерастворимого в воде и кислотах:

SO2-4+Ba+2 ®BaSO4¯

 

Важнейшие соединения:

 

Для селена наиболее характерны степени окисления -2, +4, +6.

Оксид селена(IV) SeO2 - белые  блестящие кристаллы с полимерной молекулой (SeOsub>2)sub>n , tпл. 350°С. Пары имеют желтовато-зеленый цвет и обладают запахом гнилой редьки Легко растворяется в воде с образованием H2SeO3.

Селенистая кислота, H2SeO3 - белые ромбические кристаллы.Обладает большой гигроскопичностью. Хорошо растворима в воде. Неустойчива, при нагревании выше 70°С распадается на воду и оксид селена(IV). Соли - селениты.

Селенит натрия, Na2SeO3 – бесцветные кристаллы, tпл. 711°С. Гигроскопичен, хорошо растворим в воде. При нагревании в инертной атмосфере разлагается на оксиды. При нагревании на воздухе окисляется до селената: 2Na2SeO3 + O2 = 2Na2SeO4

Оксид селена(VI) SeO3 - - бесцветные кристаллы, tпл. 121°С. Гигроскопичен, с водой реагирует с большим тепловыделением и образованием H2SeO4. Сильный окислитель, бурно реагирует с органическими веществами

Селеновая кислота, H2SeO4 - бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое  в воде. Ядовита, гигроскопична, является сильным окислителем. Селеновая кислота - одно из немногих соединений, при нагревании растворяющих золото, образуя красно-желтый раствор селената золота(III).

2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O

Селенаты - соли селеновой кислоты. Селенат натрия Na2SeO4 - кристаллы ромбической сингонии; tпл. 730 °С. Получают нейтрализацией кислоты оксидом, гидроксидом или карбонатом натрия или окислением селенита натрия. Мало растворим в воде, ниже 32 °С кристаллизуется из водных растворов в виде декагидрата Na2SeO4·10H2O

Селеноводород, H2Se - бесцветный горючий газ с неприятным запахом. Самое токсичное соединение селена. На воздухе легко окисляется при обычной температуре до свободного селена. Также до свободного селена окисляется хлором, бромом и иодом. При горении в воздухе или кислороде образуется оксид селена(IV) и вода. Более сильная кислота, чем H2S.

Селениды - соединения селена с металлами. Кристаллические вещества, часто с металлическим блеском. Существуют моноселениды состава М2Se, MSe; полиселениды М2Sеn (кроме Li), где n = 2-6; гидроселениды MHSe. Кислородом воздуха окисляются до селена: 2Na2Sen + O2 + 2H2O = 2n Se + 4NaOH

Физические свойства:

 

Разнообразие молекулярного  строения обусловливает существование  селена в разных аллотропных модификациях: аморфной (порошкообразный, коллоидный, стекловидный) и кристаллической (моноклинный, a- и b-формы и гексагональный g-форма). Аморфный (красный) порошкообразный и коллоидный селен получают при восстановлении из раствора селенистой кислоты, быстрым охлаждением паров селена. Стекловидный (черный) селен получают при нагревании любой модификации селена выше 220°С с последующим быстрым охлаждением. Он обладает стеклянным блеском, хрупок. Термодинамически наиболее устойчив гексагональный (серый) селен. Он получается из других форм селена нагреванием до плавления с медленным охлаждением до 180-210°С и выдержкой при этой температуре. Решетка его построена из расположенных параллельно спиральных цепочек атомов.

Химические свойства:

 

При обычной температуре  селен устойчив к действию кислорода, воды и разбавленных кислот. При нагревании селен взаимодействует со всеми металлами, образуя селениды. В кислороде при дополнительном нагревании он медленно горит синим пламенем, превращаясь в диоксид SeO2.

С галогенами, за исключением  йода, он реагирует при комнатной  температуре с образованием соединений SeF6, SeF4, SeCl4, Se2Cl2 , SeBr4, и др. C хлорной  или бромной водой селен реагирует  по уравнению:

Se + 3Br2 + 4H2O = H2SeO4 + 6 HBr

Водород взаимодействует  с селеном при t >200°С, давая H2Se.

В конц. H2SO4 на холоду селен растворяется , давая зеленый р-р, содержащий полимерные катионы Se82+.

С водой при нагревании и в конц. растворах щелочей селен диспропорционирует:

3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3    и    3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O

образуя соединения селена(-2) и селена(+4).

Аналогично сере селен  растворяется при нагревании в растворах Na2SO3 или KCN, образуя соответственно Na2SSeO3 (аналог тиосульфата) или KCNSe (аналог роданида).

 

Теллур

История открытия:

 

Открыт Ф.Мюллером в 1782 г.

Получение:

 

В природе существует как  смесь 8 стабильных изотопов (120, 122-126, 128, 130). Содержание в земной коре 10-7%. Основные минералы - алтаит (PbTe), теллуровисмутит (Bi2Te3), тетрадимит (Bi2Te2S), содержится во многих сульфидных рудах.

Получают из шламов производства меди выщелачиванием раствором NaOH в виде Na2TeO3, откуда теллур выделяется электролитически. Дальнейшая очистка - сублимацией и зонной плавкой.

Физические свойства:

 

Компактный теллур серебристо-серое  вещество с металлическим блеском, имеющее гексагональную кристаллическую  решетку (плотность 6,24 г/см3, температура  плавления - 450°С, кипения - 990°С). Из растворов осаждается в виде коричневого порошка, в парах состоит из молекул Te2.

Химические свойства:

 

На воздухе при комнатной  температуре теллур устойчив, при  нагревании реагирует с кислородом. Взаимодействует с галогенами, со могими металлами вступает в реакцию при нагревании.

При нагревании теллур окисляется водяным паром с образованием оксида теллура(II), взаимодействует  с концентрированными серной и азотной  кислотами. При кипячении в водных растворах щелочей диспропорционирует аналогично сере:

8 Te + 6NаОН = Na2TeO3 + 2Na2Te + 3H2O

В соединениях проявляет  степени окисления -2, +4, +6, реже +2.

Важнейшие соединения:

 

Оксид теллура(IV), диоксид  теллура, TeO2, плохо растворим в  воде, кислотный оксид, реагирует  со щелочами, образуя соли теллуристой  кислоты. Применяется в лазерной технике, компонент оптических стекол.

Оксид теллура(VI), триоксид теллура, TeO3, желтое или серое вещество, в воде практически не растворимо, при нагревании разлагается образуя диоксид, реагирует со щелочами. Получают разложением теллуровой кислоты.

Теллуристая кислота, H2TeO3, малорастворима, склонна к полимеризации, поэтому обычно представляет собой осадок с переменым содержанием воды TeO2*nH2O. Соли - теллуриты (M2TeO3) и полителлуриты (M2Te2O5 и др.), обычно получают спеканием карбонатов с TeO2, применяются как компоненты оптических стекол.

Теллуровая кислота, H6TeO6, белые кристаллы, хорошо растворима в горячей воде. Очень слабая кислота, в растворе образует соли состава MH5TeO6 и M2H4TeO6. При нагревании в запаянной  ампуле была получена также метателлуровая кислота H2TeO4, которая в растворе постепенно превращается в теллуровую. Соли - теллураты. Получают также сплавлением оксида теллура(IV) со щелочами в присутствии окислителей, сплавлением теллуровой кислоты с карбонатом или оксидом металла. Теллураты щелочных металлов растворимы. Применяются как сегнетоэлектрики, ионообменники, компоненты люминисцирующих составов.

Теллуроводород, H2Te - ядовитый газ с неприятным запахом, получают гидролизом теллурида алюминия. Сильный восстановитель, в растворе быстро окисляется кислородом до теллура. В водном растворе кислота, более сильная чем серо- и селеноводородная. Соли - теллуриды, получают обычно взаимодействием простых веществ, теллуриды щелочных металлов растворимы. Многие теллуриды p- и d- элементов - полупроводники.

Галогениды. Известны галогениды теллура(II), например TeCl2, солеподобные, при нагревании и в растворе диспропорционируют на Te и соединения Te(IV). Тетрагалогениды теллура - твердые вещества, в растворе гидролизуются с образованием теллуристой кислоты, легко образуют комплексные галогениды (например K2[TeI6]). Гексафторид TeF6, бесцветный газ, в отличие от гексафторида серы легко гидролизуется, образуя теллуровую кислоту.

Применение:

 

Компонент полупроводниковых  материалов; легирующая добавка к  чугуну, сталям, сплавам свинца.

Мировое производство (без  СССР) - около 216 т/год (1976).

Теллур и его соединения токсичны. ПДК около 0,01 мг/м3.