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

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

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 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↓

Сероводород в обычных условиях представляет собой бесцветный газ, обладает запахом тухлых яиц. Сильно ядовит, допустимая концентрация в воздухе 0,01 мг/л. В организме животного он может образовываться при введении внутрь высокодисперсной серы. 

Сероводороды часто присутствуют в виде примесей в фармацевтических и ветеринарных препаратах.

12. Общая характеристика подгруппы азота.

Главную подгруппу V группы периодической системы элементов составляют 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.Свойства веществ, образуемых этими элементами, существенно различаются. Азот и фосфор проявляют явно выраженные неметаллические свойства. Их солеобразующие оксиды имеют кислотный характер. Мышьяк и сурьма обладают некоторыми металлическими свойствами, а висмут является металлом. Оксиды и гидроксиды мышьяка (III) и сурьмы (III) – амфотерные, а гидроксид висмута (III) – слабое основание. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл.

13. Аммиак. Получение, химические свойства, применение.

NH3-  газ с резким удушливым запахом

- 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

- Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности. 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. Применяют наружно (втирание в кожу) при спастических коликах, воспалении сухожилий и сухожильных влагалищ, хронических артритах, невралгиях; путем ингаляции – для возбуждения ЦНС, в частности центров дыхания и кровообращения; внутрь – для усиления функций желудка и кишечника.

14. Азотная кислота. Химические свойства. Взаимодействие с металлами. Нитраты. Обнаружение.

- HNO3. Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением NО2 и за счет этого приобретает светло-бурый цвет: 4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2

Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот, и для нее характерны все реакции, в которые вступают кислоты, — с основаниями, основными оксидами и т. д. Специфическим свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. Азотная кислота обладает окислительной способностью при любой концентрации, при этом, однако, чем концентрированнее HNO3, тем менее глубоко она восстанавливается. Большинство неметаллов и сложных веществ восстанавливают HNO3, как правило, до NO (реже до NO2): 3P + 5HNO3 = 3H3PO4 + 5 NO, S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO, 3C + 4HNO3 = 3CO2 + 4NO + 2H2O, ZnS + 8HNO3(конц) = ZnSO4 + 8NO2 + 4 H2O, 6HCl + 2HNO3(конц) = 3Cl2 + 2NO + 3H2O

-Азотная кислота взаимодействует со всеми металлами, за исключением Au, Pt, W. Концентрированная HNO3 не взаимодействует при обычных условиях также с Fe, Al и Сr, которые она пассивирует, однако при очень сильном нагревании HNO3 взаимодействует и с этими металлами.

- HNO3 — сильная кислота. Её соли — нитраты — получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде.

-В колбу, соединенную с холодильником, конец которого опускают в колбу с водой, помещают исследуемую жидкость и медные опилки. Колбу нагревают на бане с минеральным маслом или на песчаной бане и жидкость выпаривают почти досуха. При достаточной концентрации азотной кислоты происходит восстановление ее медью в окись азота, которая с кислородом воздуха образует двуокись азота (оранжевые пары). Последняя, растворяясь в воде, дает азотную и азотистую кислоты, которые и обнаруживаются химическими реакциями: 3Сu + 2HNO3 = ЗСuО + 2NO + Н2O, 3СuО + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2O, 2NO + O2 = 2NO2; 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3