Производство неорганических кислот. Особенности хранения и использования. Пожарная опасность неорганических кислот

Автор работы: Пользователь скрыл имя, 17 Января 2011 в 13:24, реферат

Краткое описание

Кислоты неорганические подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей формулы НnЭОm, где Э — кислотообразующий элемент, и бескислородные HnХ, где Х — галоген, халькоген или неорганический бескислородный радикал (CN, NCS, N3 и др.). Оксокислоты характерны для многих химических элементов, особенно для элементов в высоких (+3 и выше) степенях окисления.

Содержание

Введение________________________________________3

I.Производство неорганических кислот____________7
Соляная кислота____________________________7

Азотная кислота____________________________7

Серная кислота_____________________________8

II.Применение неорганических кислот_____________10
Соляная кислота___________________________10

Азотная кислота___________________________10

Серная кислота____________________________11

III.Особенности хранения неорганических кислот_____13
Соляная кислота_____________________________15

Азотная кислота_____________________________19

Серная кислота______________________________20

IV.Пожарная опасность неорганических кислот________24
Соляная кислота_____________________________25

Азотная кислота_____________________________26

Серная кислота______________________________27

Заключение________________________________________29

Библиография______________________________________30

Вложенные файлы: 1 файл

Производство неорганических кислот.docx

— 83.91 Кб (Скачать файл)

     Производство неорганических кислот. Особенности хранения и использования. Пожарная опасность неорганических кислот

 

     

     СОДЕРЖАНИЕ

     Введение________________________________________3

    1. Производство неорганических кислот____________7

              Соляная кислота____________________________7

              Азотная кислота____________________________7

              Серная кислота_____________________________8

    1. Применение неорганических кислот_____________10

              Соляная кислота___________________________10

              Азотная кислота___________________________10

              Серная кислота____________________________11

    1. Особенности хранения неорганических кислот_____13

              Соляная кислота_____________________________15

              Азотная кислота_____________________________19

              Серная кислота______________________________20

    1. Пожарная опасность неорганических кислот________24

              Соляная кислота_____________________________25

              Азотная кислота_____________________________26

              Серная кислота______________________________27

     Заключение________________________________________29

     Библиография______________________________________30 

     ВВЕДЕНИЕ

     Неорганические  кислоты — неорганические вещества, молекулы которых при электролитической диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в растворе образуются гидроксоний-катионы Н3О+ и анионы кислотных остатков А:

         НА + Н2O ↔ Н3О+ + А (1)

     Исключение  составляет борная кислота H3BO3, которая акцептирует ионы ОН-, в результате чего в водном растворе создается избыток гидроксоний-катионов:

         H3BO3 + 2Н2O ↔ [B(OH)4]- + H3O+

     Число отщепляемых от молекулы кислоты протонов называется основностью кислоты. Теории кислот и оснований (Брёнстеда, Льюиса и др.) кроме указанных выше относят к кислотам многие иные соединения. Общее свойство кислот — способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:

         HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O

         2HCl + CaO → CaCl2 + H2O

     Классификация кислот

     Кислоты неорганические подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей формулы НnЭОm, где Э — кислотообразующий элемент, и бескислородные HnХ, где Х — галоген, халькоген или неорганический бескислородный радикал (CN, NCS, N3 и др.). Оксокислоты характерны для многих химических элементов, особенно для элементов в высоких (+3 и выше) степенях окисления.

     Атомы Н в оксокислотах обычно связаны  с кислородом. Если в оксокислоте  имеются атомы Н, не связанные  с кислородом (например, два атома Н, образующие связи Р-Н в Н3РО2), то они не отщепляются в водном растворе с образованием Н3O+ и не принимают участия в реакции кислот с основаниями. Некоторые кислоты известны в двух таутомерных формах, различающихся положением атома Н, например.:

     

     Молекулы  многих кислот содержат более одного атома кислотообразующего элемента Э. Очень многочисленны изополикислоты, содержащие атомы Э, связанные через  атом кислорода, причем фрагменты -Э-О-Э- могут образовать как открытые цепи (например, в Н4Р2О7), так и циклические структуры [например, в (НРО3)n]. В некоторых кислотах содержатся цепи из одинаковых атомов, например, цепи -S-S- в политионовых кислотах H2SnO6 или сульфанах H2Sn. Известны гетерополикислоты, имеющие фрагменты -Э-О-Э'-, где Э и Э'-атомы двух разных элементов, например: H4[SiW12O40]×14H2O. Существует множество комплексных кислот, например: H2[SiF6], H[AuCl4], H4[Fe(CN)6]. Кислоты аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, называются тиокислотами, например Н2S2O3, Н3AsS3. Пероксокислоты, например H2S2O8, имеют пероксогруппы -О-О-.

     Константу равновесия реакции (1) называют константой кислотности Ka. Многоосновные кислоты  диссоциируют ступенчато, каждой ступени  отвечает своя Кa, причем всегда Ka(1)"Ka(2) ориентировочно каждая последующая Ka меньше предыдущей на 5 порядков. По значению рК1 = -lgKa(1) Неорганические кислоты подразделяют на очень слабые, слабые, средней силы, сильные, очень сильные. Согласно правилу Полинга, для очень слабых оксокислот НnЭOm разность m — n = 0, для слабых, сильных и очень сильных эта разность составляет соответственно 1, 2 и 3. Данная закономерность обусловлена сдвигом электронной плотности от связи Н-О к связям Э = O (содержащим атом О с большим значением электроотрицательности) и делокализацией электронной плотности в анионе.

     Характеристики  кислот

     Для характеристики кислотности веществ  в неводных средах используют функцию кислотности Гаммета Н0. Известны жидкости, для которых Н0 более отрицательна, чем для концентрированных водных растворов очень сильных кислот, таких, как HNO3, Н2SO4. Эти жидкости называются сверхкислотами. Примеры: 100%-ная H2SO4 (H0 = −12), безводная фторсульфоновая кислота HSO3F (H0 = −15), смесь HF и SbF5, (H0 = −17), 7%-ный раствор SbF5 в HSO3F (Н0 = −19,4). Эквимолярную смесь HSO3F и SbF5 называют «магической кислотой». Сверхкислотность обусловлена исключительной слабостью взаимодействия с протоном соответствующих анионов (HSO4-, SbF6- и др.). В среде сверхкислот протонируются вещества, обычно не проявляющие основных свойств, в частности углеводороды. Это явление используют на практике, преимущественно в органического синтезе (алкилирование по Фриделю — Крафтсу, гидрирование нефти и др.).

     Многие  оксокислоты (HNO3, HMnO4, Н2Cr2O7, HClO и др.) — сильные окислители. Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей. Все пероксокислоты — сильные окислители. Неорганические кислоты всегда менее термически устойчивы, чем их соли, образованные активными металлами (Na, К и др.). Некоторые кислоты (Н2СО3, Н2SO3, HClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений эти кислоты существуют только в растворе.

     Общие методы получения  кислот

     1. взаимодействие оксидов (ангидридов) с водой, например:

         Р2O5 + Н2O → Н3РО4

     2. вытеснение более летучей кислоты  из ее соли менее летучей  кислотой, например:

         CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF

     3. гидролиз галогенидов или солей,  например:

         PI3 + 3Н2O → Н3РО3 + 3HI

         Al2Se3 + 6H2O → 2Al(ОН)3 + 3H2Se

     замена  катионов растворенных солей на Н+ с помощью катионита. Существует также множество др. методов получения кислот.

     Применение

     Кислоты применяют в промышленности и  в научных исследованиях. В больших  количествах производят серную кислоту, азотную кислоту, соляную кислоту и др. 
 

 

     

    1. ПРОИЗВОДСТВО  НЕОРГАНИЧЕСКИХ КИСЛОТ

     Соляная кислота

     Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде. Хлороводород получают сжиганием водорода в хлоре. В лабораторных условиях используется разработанный ещё алхимиками способ, заключающийся в действии крепкой серной кислоты на поваренную соль:

         NaCl + H2SO4(конц.) (150 °C) → NaHSO4 + HCl

     При температуре выше 550 °C и избытке поваренной соли возможно взаимодействие:

         NaCl + NaHSO4 (>550 °C) → Na2SO4 + HCl

     Хлороводород  прекрасно растворим в воде. Так, при 0 °C 1 объём воды может поглотить 507 объёмов HCl, что соответствует концентрации кислоты 45 %. Однако при комнатной температуре растворимость HCl ниже, поэтому на практике обычно используют 36-процентную соляную кислоту.

     Азотная кислота

     Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах (метод Габера) до смеси оксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой

         4NH3 + 5O2 (Pt) → 4NO + 6H2O

     2NO + O2 → 2NO2 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3 Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется, в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:

         4KNO3 + 2(FeSO4 · 7H2O) (t°) → Fe2O3 + 2K2SO4 + 2HNO3↑ + NO2↑ + 13H2O

     Чистую  азотную кислоту получил впервые  Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:

         KNO3 + H2SO4(конц.) (t°) → KHSO4 + HNO3

Информация о работе Производство неорганических кислот. Особенности хранения и использования. Пожарная опасность неорганических кислот