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

     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

2. Применение неорганических кислот_____________10

              Соляная кислота___________________________10

              Азотная кислота___________________________10

              Серная кислота____________________________11

3. Особенности хранения неорганических кислот_____13

              Соляная кислота_____________________________15

              Азотная кислота_____________________________19

              Серная кислота______________________________20

4. 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 Н_nЭО_m, где Э — кислотообразующий элемент, и бескислородные H_nХ, 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 H₂S_nO₆ или сульфанах H₂S_n. 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 К_a, причем всегда K_a(1)"K_a(2) ориентировочно каждая последующая Ka меньше предыдущей на 5 порядков. По значению рК₁ = -lgK_a(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↑