Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

Производство серной кислоты

Характерные степени окисления и важнейшие соединения.

В большинстве соединений бор проявляет степень окисления +3 (борный ангидрид В2О3, тетраборат натрия, бура Na2B4O7, борная кислота НзВОз, нитрид бора BN).

2. Природные ресурсы. Содержание бора в земной коре составляет 3-10-3%. В свободном состоянии бор не встречается, он находится в основном в виде кальциевых и магниевых солей полиборных кислот (В203)n(Н2О), реже—в виде буры и борной кис­лоты (растворены в воде некоторых озер и источников).

3. Получение. Технический бор получают магнийтермическим восстановлением борного ангидрида В2О3 (образующегося при термическом разложении борной кислоты, которую, в свою очередь, добывают обработкой боратов серной кислотой):

3Mg + В2О3 -=>3MgO + 2В

Реакция экзотермична и вызывается поджиганием реакционной смеси магниевой лентой. В результате этой реакции выделяется аморфный бор. MgO удаляют растворением в хлористоводороднон кислоте. Бор получают также электролитическим восстановлением расплава смеси боратов и фтороборатов щелочных металлов.

Чистый кристаллический бор получают восстановлением галогенидов водородом:

~ 1300 С

2ВВr3+ЗН2 =======>- 6НВr+2В

Проводят также термическое разложение В2Н6 и ВI3. Бор высокой чистоты получают также вытягиванием монокристаллов из его расплава.

4. Свойства. Бор известен в аморфной (коричневой) и кристаллической (черной) формах, т.пл. 2300°С, т.кип. 3700°С, р = 2,34 г/см3. Кристаллическая решетка бора очень прочна, это проявляется в его высокой твердости, низкой энтропии ,[7 Дж/(моль-К)] и высокой температуре плавления. Бор—полупроводник. Неметалличность бора отвечает его положению в периодической системе - между бериллием и углеродом и по диагонали— рядом с кремнием. Поэтому у бора проявляется сходство не только с алюминием, но и с кремнием. Из его положения следует также, что соединения бора с азотом должны быть по электронному строению и свойствам похожи на углерод.

2ВН3(г) — В2Н6(г);

дельта G= - 126 кДж

3NaBH4+4BF3 —> 2В2Н6 + 3NaBF4

6H2 (г) + 2ВС13 (г) —> В2Н6(г) + 6НСl (г)

Диборан В2Н6 — энергичный восстановитель, на воздухе он самовоспламеняется

В2Н6+3О2 =>В2О3+ЗН2О

С водой взаимодействует с выделением водорода;

В2Н6+6Н2О =>. 2Н3ВО3+6Н2

В среда эфира В2Н6 реагирует с гидридом лития, образуя борогидрид

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Чаще, чем Li [BH4], используют Na [BH4], получаемый по реакции-

4NaH + B(OCH3)3 => Na[BН4] + 3NаОСН3

В2О3 + ЗС => 2В + ЗСО

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

Н3ВО3+Н2O => [В(ОН)4] + H

При нейтрализации Н3ВО3 не образуются ортобораты, содержащие ион (ВО3)3-, а получаются тетрабораты, метабораты или соли других полиборных кислот:

4Н3ВО3+2NаОН => Na2BO4 + 7Н2О Н3ВО3 + NaOH => NaBO2 + 2Н2О

6. Применение. Бор применяют как добавку к сплавам, увеличивающую их жаропрочность и износостойкость; бор вводят также в поверхностный слой изделий (борнрование).

Ядро атома бора имеет высокое сечение захвата нейтронов, поэтому бор используют для защиты от нейтронов и в регулирующих устройствах атомных реакторов (применяют борсодержащую сталь).

Бораты входят в состав многих моющих средств. В2О3 — необходимая составная часть ряда эмалей и глазурей, а также специальных сортов стекла (термостойких и др.), в том числе химически стойкого стекла для изготовления лабораторной посуды.

ВF3, являющийся активной кислотой Льюиса, применяют в качестве катализатора многих органических реакций (полимеризация, этерификация и др.). Борогидриды лития и натрия широко используют в органических синтезах как сильные восстановители.

Графитоподобный нитрид бора служит изолятором и твердой высокотемпературной смазкой, алмазоподобный BN широко применяют как сверхтвердый материал в буровых работах, при обработке металлов и др.

Бориды Ti, V, Сг, Zr, Nb, Hf, Та (их состав ЭВ2) и Mo2B5, температуры плавления которых лежат в интервале 2100—3250 °С, применяют для изготовления различных высокоогнеупорных деталей. Изделия получают формованием из порошков боридов и последующим спеканием при высокой температуре (часто и при высоком давлении).

СЕРНАЯ КИСЛОТА

H2SO4

Физические свойства

Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); плотность= 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде с сильным нагревом; tпл. = 10,3C, tкип. = 296С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

 

Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!

Производство серной кислоты

1-я стадия. Печь для обжига колчедана.

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 + Q

Процесс гетерогенный:

1) измельчение железного колчедана (пирита)

2) метод "кипящего слоя"

3) 800С; отвод лишнего тепла

4) увеличение концентрации кислорода в воздухе

2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450С - 500С; катализатор V2O5):

2SO2 + O2 = 2SO3

3-я стадия. Поглотительная башня:

nSO3 + H2SO4(конц) = (H2SO4 ∙ nSO3)(олеум)

Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока.

Химические свойства

H2SO4 - сильная двухосновная кислота

H2SO4 = H+ + HSO4- = 2H+ + SO42-

Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:

K2 = ([H+] ∙ [SO42-]) / [HSO4-] = 1,2 ∙ 10-2

1) Взаимодействие с металлами:

a) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn0 + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2O╜

b) концентрированная H2SO4 сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до SO2, S0 или H2S-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):

2Ag0 + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

8Na0 + 5H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S + 4H2O

2) концентрированная H2SO4 реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, SO2):

С0 + 2H2SO4(конц) = CO2 + 2SO2+ 2H2O

S0 + 2H2SO4(конц) = 3SO2 + 2H2O

2P0 + 5H2SO4(конц) = 5SO2 + 2H3PO4 + 2H2O

3) с основными оксидами:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O

4) с гидроксидами:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

H+ + OH- = H2O

H2SO4 + Cu(OH)2 = CuSO4 + 2H2O

2H+ + Cu(OH)2 = Cu2+ + 2H2O

5) обменные реакции с солями:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов. MgCO3 + H2SO4 =MgSO4 +H2O + CO2

MgCO3 + 2H+ = Mg2+ + H2O + CO2

При нагревании гидросульфатов образуются пиросульфаты - соли пиросерной кислоты:

2NaHSO4 => Nа2S207+Н2О

При - более сильном нагревании - происходит отщепление SO3

Na2S2O7 => Na2SO4 + SO3.

При действии воды пиросульфаты переходят обратно в гидросулыфаты.

Образующаяся при взаимодействии H2SO4 и SO3 пиросерная кислота H2S2O7 (т. пл. 35 °С) имеет строение (HO)O2S-О-SO2(OH), При действии воды H2S2O7 превращается в H2SO4

Известны пероксокислоты H2SO5 - пероксосерная кислота (кислота Каро) и H2S2O8 - пероксодисерная кислота (надсерная кислота);

H2S2O8 получают электрохимическим окислением H2S04. H2SO5 образуется при действии 100%-ного пероксида водорода на Н2S2О8

H2S3O8+H2O2 => 2H2SO5

H2S05 и H2S2O8—кристаллические вещества, т. пл. их равна соответственно 47 и 65С. Пероксокислоты легко разлагаются на H2S04 и О2. Кислоты и их соли — очень сильные окислители (более сильные, чем Н2О2), например, происходит реакция;

90С

K2S2O8 + 2AgNO3 + 4КОН —>2К2SO4 + 2AgO + 2KNO3 + 2Н20




Поиск по сайту:

©2015-2020 studopedya.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.