Застосування неметалів. Адсорбція

Водень: виробництво амоніаку, хлоридної кислоти, метанолу, перетворення рідких жирів на тверді, зварювання та різання тугоплавких металів, відновлення металів з руд.

Сірка: одержання сульфатної кислоти, виготовлення гуми з каучуку, виробництво сірників та чорного пороху, виготовлення лікарських препаратів.

Бор: складова нейтронопоглинаючих матеріалів ядерних реакторів, захист поверхонь сталевих виробів від корозії, у напівпровідниковій техніці, виготовлення перетворювачів теплової енергії в електричну.

Азот: для виробництва амоніаку, створення інертного середовища при зварюванні металів, у вакуумних установках, електричних лампах. Рідкий азот - як холодоагент у морозильних установках, медицині.

Фосфор: білий – для одержання червоного фосфору, у військовій справі; червоний – для виробництва сірників, у металургії.

Силіцій (кремній): в електроніці й електротехніці для виготовлення схем, діодів, транзисторів, фотоелементів, виготовлення сплавів.

Вуглець: графіт – ливарне, металургійне, радіотехнічне виробництво; виготовлення акумуляторів; адсорбція; у нафтогазовидобувній промисловості для проведення бурових робіт; виготовлення антикорозійних покриттів, технічних мастил; алмаз – виготовлення інструментів для буріння й різання, абразивний матеріал, ювелірні прикраси.

Хлор: виробництво хлоридної кислоти, багатьох органічних розчинників, ліків, мономерів для виробництва пластмас, відбілювачів; як дезінфікуючий засіб.

Адсорбція – це здатність одних речовин утримувати на своїй поверхні частинки інших речовин.

Регенерація – повернення адсорбенту (наприклад, вугіллю) здатності адсорбувати речовини.

На адсорбційній здатності вуглецю базується робота фільтрувального протигазу.

Хімічні властивості неметалів

1) Взаємодія з металами. У реакціях з металами неметали проявляють себе виключно як окисники: приймають електрони та набувають від’ємних ступенів окиснення.

Валентність атома неметалічного елементу у бінарній сполуці з металічним становить

вісім мінус номер групи, а ступінь окиснення – номер групи мінус вісім :

Неметал	Валентність	Ступінь окиснення	Назва сполуки
Кисень	II	-2	Оксид
Фтор	I	-1	Фторид
Хлор	I	-1	Хлорид
Бром	I	-1	Бромід
Йод	I	-1	Йодид
Сірка	II	-2	Сульфід
Азот	III	-3	Нітрид
Фосфор	III	-3	Фосфід
Вуглець	IV	-4	Карбід
Кремній	IV	-4	Силіцид
Водень	I	-1	Гідрид

_{0 0 +3 -1}

2 Al + 3 Cl₂ → 2 AlCl₃ алюміній хлорид

2 Cu + O₂ → 2 CuO купрум (ІІ) оксид

Mg + Br₂ → MgBr₂ магній бромід

Fe + S → FeS ферум (ІІ) сульфід

2 Cu + S → Cu₂S купрум (І) сульфід

6 Li + N₂ → 2 Li₃N літій нітрид

3 Ca + 2 P → Ca₃P₂ кальцій фосфід

4 Al + 3 C → Al₄C₃ алюміній карбід

2 Na + H₂ → 2 NaH натрій гідрид

2) Взаємодія з неметалами:

а) взаємодія з киснем :

S + O₂ → SO₂ сульфур (IV) оксид

4 P + 5 O₂ → 2 P₂O₅ фосфор (V) оксид

N₂ + O₂ → 2 NO нітроген (ІІ) оксид

C + O₂ → CO₂ карбон (IV) оксид

Si + O₂ → SiO₂ силіцій (IV) оксид

2 Н₂ + О₂ → 2 Н₂О гідроген оксид (вода)

Галогени (F₂ , Cl₂ , Br₂ , I₂ ) з киснем безпосередньо не сполучаються, їх оксиди отримуються іншими шляхами.

б) взаємодія з воднем:

H₂ + F₂ → 2 HF гідроген фторид (фтороводень)

H₂ + Cl₂ → 2 HCl гідроген хлорид (хлороводень)

H₂ + Br₂ → 2 HBr гідроген бромід (бромоводень)

H₂ + I₂ → 2 HI гідроген йодид (йодоводень)

H₂ + S → H₂S гідроген сульфід (сірководень)

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ амоніак

С + 2 Н₂ → СН₄ метан

Si + 2 H₂ → SiH₄ силан

в) взаємодія з галогенами :

Si + 2 F₂ → SiF₄ силіцій (ІV) фторид

S + 2 Cl₂ → SCl₄ сульфур (ІV) хлорид

S + 3 F₂ → SF₆ сульфур (VІ) фторид

2 P + 5 Cl₂ → 2 PCl₅ фосфор (V) хлорид

2 P + 5 S → P₂S₅ фосфор (V) сульфід

г) взаємодія з водою (тільки деякі неметали) :

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

хлоридна хлорна (І)

кислота кислота

Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном

Гідроген хлорид.

Молекулярна формула HCl

Електронна формула H ^δ+ : Cl^{δ -} (ковалентний полярний зв’язок)

Структурна формула H – Cl

Фізичні властивості: Гідроген хлорид – безбарвна газувата речовина, важча за повітря, з різким, задушливим запахом. Добре розчиняється у воді ( у 1 літрі води розчиняється близько 500 л гідроген хлориду). Водний розчин гідроген хлориду – хлоридна кислота. Пари гідроген хлориду подразливо діють на дихальні шляхи, слизові оболонки .

Добування:

1) взаємодія водню з хлором:

H₂ + Cl₂ → 2 HCl

2) дія концентрованої сульфатної кислоти на хлориди:

2 NaCl + H₂SO_{4 конц.} → Na₂SO₄ + 2 HCl ↑

Хлоридна кислота

Хлоридна кислота HCl утворюється при розчиненні гідроген хлориду у воді. Максимальна концентрація хлоридної кислоти 40%. Належить до сильних неорганічних кислот.

Фізичні властивості: безбарвна рідина, добре розчинна у воді, димить на повітрі, має різкий, задушливий запах, дуже їдка.

Хімічні властивості: Хлоридна кислота є типовим представником сильних неорганічних кислот і проявляє усі кислотні властивості.

1) Електролітична дисоціація: HCl ↔ H⁺ + Cl^-

Утворені йони Н⁺ діють на індикатори, змінюючи їх забарвлення: лакмусу – на червоний, метилоранжу - на рожевий, фенолфталеїн залишається безбарвним.

2) Взаємодія з металами: хлоридна кислота реагує з усіма металами, що розташовані у ряду активності перед воднем:

2 Na + 2 HCl → 2 NaCl + H₂ ↑

2 Na + 2 H⁺ + 2 Cl^- → 2 Na⁺ + 2 Cl^- + H₂ ↑

2 Na + 2 H⁺ → 2 Na⁺ + H₂ ↑

Fe + 2 HCl → FeCl₂ + H₂ ↑

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂ ↑

3) Взаємодія з основними та амфотерними оксидами:

CaO + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O

CaO + 2 H⁺ + 2 Cl^- → Ca²⁺ + 2 Cl^- + H₂O

CaO + 2 H⁺ → Ca²⁺ + H₂O

Al₂O₃ + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂O

4) Взаємодія з основами та амфотерними гідроксидами:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- → Na⁺ + Cl^- + H₂O

H⁺ + OH^- → H₂O

Al(OH)₃ + 3 HCl → AlCl₃ + 3 H₂O

Al(OH)₃ + 3 H⁺ + 3 Cl^- → Al³⁺ + 3 Cl^- + 3 H₂O

Al(OH)₃ + 3 H⁺ → Al³⁺ + 3 H₂O

5) Взаємодія з солями:

Na₂CO₃ + 2 HCl → 2 NaCl + H₂O + CO₂ ↑

2 Na⁺ + CO₃ ^2- + 2 H⁺ + 2 Cl^- → 2Na⁺ + 2 Cl^- + H₂O + CO₂ ↑

2 H⁺ + CO₃ ^2- → H₂O + CO₂ ↑

AgNO₃ + HCl → AgCl ↓ + HNO₃

Ag⁺ + NO₃^- + H⁺ + Cl^- → AgCl ↓ + H⁺ + NO₃^-

Ag⁺ + Cl^- → AgCl ↓

Взаємодія хлоридної кислоти та її солей з розчином арґентум нітрату – якісна реакція на хлорид-йони Cl^- : якщо у розчині містяться хлорид-йони, то при додавані розчину AgNO₃ утворюється білий осад аргентум хлориду AgCl.

Застосування хлоридної кислоти:

1) добування хлоридів металів (Цинку, Феруму, Мангану) ;

2) очищення поверхні металів від оксидів перед лудінням (вкриття оловом), нікелюванням, хромуванням ;

3) в медицині: хлоридна кислота входить до складу шлункового соку (майже 0,3 %), сприяє перетравлюванню їжі й убиває хвороботворні бактерії. За нестачі в шлунковому соку хлоридної кислоти лікар призначає вживати її всередину (розбавлений розчин).

Хлориди

Хлоридна кислота утворює середні солі хлориди.

NaCl – натрій хлорид , кам’яна ( кухонна) сіль ;

KCl - калій хлорид, сильвініт ;

CaCl₂ - кальцій хлорид ;

FeCl₂ - ферум (ІІ) хлорид ;

FeCl₃ - ферум (ІІІ) хлорид

Фізичні властивості : усі хлориди – тверді кристалічні речовини, найчастіше безбарвні . Більшість з них добре розчиняється у воді.

Добування :

1) взаємодія металів з хлором :

2 Na + Cl₂ → 2 NaCl

Cu + Cl₂ → CuCl₂

2 Fe + 3 Cl₂ → 2 FeCl₃

2) взаємодія основних та амфотерних оксидів з хлоридною кислотою :

MgO + 2 HCl → MgCl₂ + H₂O

MgO + 2 H⁺ + 2 Cl^- → Mg ²⁺ + 2 Cl^- + H₂O

MgO + 2 H⁺ → Mg ²⁺ + H₂O

Al₂O₃ + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂O

3) взаємодія основ та амфотерних гідроксидів з хлоридною кислотою :

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- → Na⁺ + Cl^- + H₂O

H⁺ + OH^- → H₂O

Zn(OH)₂ + 2 HCl → ZnCl₂ + 2 H₂O

Zn(OH)₂ + 2 H⁺ + 2 Cl^- → Zn²⁺ + 2 Cl^- + 2 H₂O

Zn(OH)₂ + 2 H⁺ → Zn²⁺ + 2 H₂O

4) взаємодія солей з хлоридною кислотою :

CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂ ↑

CaCO₃ + 2 H⁺ + 2 Cl^- → Ca²⁺ + 2 Cl^- + H₂O + CO₂ ↑

CaCO₃ + 2 H⁺ → Ca²⁺ + H₂O + CO₂ ↑

Взаємодія хлоридної кислоти та її солей з розчином арґентум нітрату – якісна реакція на хлорид-йон Cl^- : якщо у досліджуваному розчині містяться йони Cl^- , то при додаванні до нього розчину арґентум нітрату утворюється білий осад AgCl :

AgNO₃ + HCl → AgCl ↓ + HNO₃

Ag⁺ + NO₃ ^- + H⁺ + Cl^- → AgCl ↓ + H⁺ + NO₃ ^–

Ag⁺ + Cl^- → AgCl ↓

Хімічні властивості : хлориди проявляють усі хімічні властивості солей :

1) взаємодія з металами : більш активний метал (починаючи з магнію) витісняє менщ активний метал з розчину солі :

Fe + CuCl₂ → FeCl₂ + Cu

Fe + Cu²⁺ + 2 Cl^- → Fe²⁺ + 2 Cl^- + Cu

Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu

2) взаємодія з солями ( реакція відбувається у розчині та за умови, що утворюється нерозчинна речовина) :

3 CaCl₂ + 2 Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ ↓ + 6 NaCl

3 Ca²⁺ + 6 Cl^- + 6 Na⁺ + 2 PO₄ ^3- → Ca₃(PO₄)₂ ↓ + 6 Na⁺ + 6 Cl^-

3 Ca²⁺ + 2 PO₄ ^3- → Ca₃(PO₄)₂ ↓

MgCl₂ + 2 AgNO₃ → Mg(NO₃)₂ + 2 AgCl ↓

Mg²⁺ + 2 Cl^- + 2 Ag⁺ + 2 NO₃^- → Mg²⁺ + 2 NO₃^- + 2 AgCl ↓

Ag⁺ + Cl^- → AgCl ↓

3) взаємодія з лугами (реакція відбувається у розчині та за умови, що утворюється нерозчинна речовина) :

FeCl₃ + 3 NaOH → Fe(OH)₃ ↓ + 3 NaCl

Fe³⁺ + 3 Cl^- + 3 Na⁺ + 3 OH^- → Fe(OH)₃ ↓ + 3 Na⁺ + 3 Cl^-

Fe³⁺ + 3 OH^- → Fe(OH)₃ ↓

4) взаємодія з сульфатною кислотою (у безводному середовищі) :

2 NaCl _тв. + H₂SO_{4 конц.} → Na₂SO₄ + 2 HCl ↑

Застосування хлоридів :

1) добування хлору, хлоридної кислоти, соди (NaCl) ;

2) у харчовій промисловості (NaCl ) ;

3) у медицині ( розчини NaCl , CaCl₂ ) ;

4) як добриво (KCl ) ;

5) очистка поверхні металів при паянні ( ZnCl₂ ) ;

6) просочування деревини щоб запобігти її гниттю (ZnCl₂ ) ;

7) виготовлення фотоплівок (AgCl)

Амоніак ( аміак)

Молекулярна формула : NH₃

¨

Електронна формула : Н : N : Н (ковалентні полярні зв’язки N^δ- : Н^δ+)

¨

Н

Структурна формула : H – N – H

I

H

Молекула амоніаку має форму трикутної піраміди :

Фізичні властивості : Амоніак – безбарвна газоподібна речовина з різким характерним запахом, отруйна, майже вдвічі легша за повітря. Амоніак дуже добре розчиняється у воді (у 1 літрі води розчиняється близько 700 літрів амоніаку, це найвища розчинність у воді серед усіх газів). Водний розчин амоніаку називають нашатирний спирт. Короткочасне вдихання парів амоніаку може вивести людину із стану непритомності. Більш тривале вдихання парів амоніаку викликає ураження очей і набряк легень, ушкоджує нервову систему.

Добування амоніаку :

1) взаємодія простих речовин азоту та водню :

N₂ + 3 H₂ ↔ 2 NH₃

Зазначеним способом амоніак добувають у промисловості. Реакція зворотна, найкращий вихід амоніаку досягається при підвищеному тиску (800 атм) , високій температурі (450°С) та відведенні теплоти. Каталізатори – платина Pt та ванадій оксид V₂O₅ .

2) взаємодія солей амонію з лугами при нагріванні:

2 NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2 NH₃ ↑ + 2 H₂O

NH₄NO₃ + NaOH → NaNO₃ + NH₃ ↑ + H₂O

За допомогою таких реакцій амоніак добувають в лабораторних умовах .

Хімічні властивості амоніаку:

1) окиснення: амоніак горить на повітрі, утворюючи азот і воду:

4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O

У присутності каталізаторів, наприклад платини Pt, відбувається каталітичне окиснення амоніаку з утворенням нітроген (ІІ) оксиду:

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

2) взаємодія з водою: утворюється амоній гідроксид

NH₃ + H₂O ↔ NH₄OH

Амоній гідроксид належить до слабких основ. Деяка кількість його молекул знаходиться у розчині у дисоційованому стані :

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

Завдяки наявності гідроксид-йонів ОН^- розчин амоніаку має лужне середовище. При додаванні фенолфталеїну до розчину амоніаку виникає малинове забарвлення, а при додаванні лакмусу – синє.

Катіон NH₄⁺ називається катіон амонію. Він має форму правильного тетраедра, усі зв’язки ковалентні полярні, рівноцінні, мають однакову довжину. На відміну від звичайного ковалентного зв’язку, коли кожен атом надає у спільне користування один електрон, катіон амонію виникає за донорно-акцепторним механізмом. Атом Нітрогену (донор) надає відразу два електрони, а катіон Гідрогену (акцептор) надає для них електронну орбіталь:

3) взаємодія з кислотами: утворюються солі амонію. Ця властивість підтверджує основні властивості амоніаку.

NH₃ + HCl ↔ NH₄Cl амоній хлорид

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃ амоній нітрат

2 NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ амоній сульфат

2 NH₃ + H₂O + CO₂ → (NH₄)₂CO₃ амоній карбонат

3 NH₃ + H₃PO₄ → (NH₄)₃PO₄ амоній фосфат

Застосування амоніаку:

1) як добриво ;

2) виробництво мінеральних добрив ( селітра, карбамід) ;

3) виробництво нітратної кислоти ;

4) виробництво соди ;

5) виробництво вибухових речовин ;

6) у медицині ( нашатирний спирт).

Солі амонію

Солі амонію утворені катіоном амонію NH₄⁺ та аніонами кислотних залишків.

Як зазначено раніше, солі амонію утворюються при взаємодії амоніаку або амоній гідроксиду з кислотами.

NH₃ + HBr ↔ NH₄Br амоній бромід

2 NH₃ + H₂S → (NH₄)₂S амоній сульфід

2 NH₃ + H₂O + SO₂ → (NH₄)₂SO₃ амоній сульфіт

Фізичні властивості: усі солі амонію є твердими, кристалічними речовинами, добре розчиняються у воді.

Хімічні властивості:

1) сильні електроліти, дисоціюють у водному розчині:

NH₄Cl ↔ NH₄⁺ + Cl⁻

NH₄NO₃ ↔ NH₄⁺ + NO₃^-

(NH₄)₂SO₄ ↔ 2 NH₄⁺ + SO₄ ^2-

2) взаємодія з лугами:

NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃ ↑ + Н₂O

NH₄ ⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- → Na⁺ + Cl^- + NH₃ ↑ + Н₂O

NH₄ ⁺ + OH^- → NH₃ ↑ + Н₂O

(NH₄)₂SO₄ + 2 KOH → K₂SO₄ + 2 NH₃ ↑ + 2 H₂O

2 NH₄ ⁺ + SO₄ ^2- + 2 K⁺ + 2 OH^- → 2K⁺ + SO₄ ^2- + 2 NH₃ ↑ + 2 H₂O

2 NH₄ ⁺ + 2 OH^- → 2 NH₃ ↑ + 2 H₂O ( :2)

NH₄ ⁺ + OH^- → NH₃ ↑ + H₂O

Взаємодія солей амонію з лугами при нагріванні – якісна реакція на катіон амонію NH₄ ⁺ . При додаванні до розчину, що містить йон NH₄ ⁺ розчину лугу (при нагріванні) відчувається характерний запах амоніаку. Також амоніак можна виявити за почервонінням вологого фенолфталеїнового папірця.

3) взаємодія з кислотами: (більш сильна кислота витісняє слабшу з розчинів солей):

(NH₄)₂CO₃ + 2HCl → 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂ ↑

2NH₄⁺ + CO₃²⁻ + 2H⁺ + 2Cl⁻ → 2NH₄⁺ + 2Cl⁻ + Н₂O + CO₂ ↑

2H⁺ + CO₃²⁻ → Н₂O + CO₂ ↑

4) взаємодія з солями: (за умови, що початкові солі розчинні, а серед утворених солей є нерозчинна) :

(NH₄)₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ → BaSO₄ ↓ + 2NH₄NO₃

2NH₄⁺ + SO₄²⁻ + Ba²⁺ + 2NO₃⁻ → BaSO₄ ↓ + 2NH₄⁺ + 2NO₃⁻

Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄ ↓

5) розкладання при нагріванні :

а) якщо кислота летка

NH₄Cl → NH₃↑ + HCl

(NH₄)₂CO3 → 2 NH₃↑ + Н₂O­ + CO₂ ↑

б) якщо аніон проявляє окиснювальні властивості

NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2Н₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂↑ + Cr₂O₃ + 4Н₂O

Застосування солей амонію:

1) як мінеральні добрива ( NH₄NO₃ – амонійна селітра, (NH₄)₂SO₄ , NH₄H₂PO₄ ) ;

2) як складові вибухових сумішей (NH₄NO₃ ) ;

3) у виробництві гальванічних елементів ;

4) при паянні (NH₄Cl) ;

5) у хлібопекарському виробництві як розпушувач тіста ( (NH₄)₂CO₃ ) .

Оксиди неметалічних елементів

Найбільш характерними для неметалічних елементів є такі оксиди :

SO₂ сульфур (IV) оксид

SO₃ сульфур (VІ) оксид

N₂O нітроген (І) оксид

NO нітроген (ІІ) оксид

N₂O₃ нітроген (ІІІ) оксид

NO₂ нітроген (IV) оксид

N₂O₅ нітроген (V) оксид

P₂O₃ фосфор (ІІІ) оксид

P₂O₅ фосфор (V) оксид

CO карбон (ІІ) оксид

CO₂ карбон (ІV) оксид

SiO₂ силіцій (IV) оксид

Такі оксиди, як N₂O , NO , CO належать до несолетвірних. Для них не існує відповідних кислот. Решта оксидів неметалічних елементів є кислотними, кожному з них відповідає певна кислота:

Кислотний оксид Кислота

SO₂ H₂SO₃ (сульфітна, сірчиста )

SO₃ H₂SO₄ (cульфатна, сірчана)

N₂O₃ HNO₂ (нітритна, азотиста )

NO₂ HNO₂ , HNO₃

N₂O₅ HNO₃ (нітратна, азотна )

P₂O₅ HPO₃ (метафосфатна, метафосфорна)

Н₃РО₄ (ортофосфатна, ортофосфорна)

CO₂ Н₂СО₃ (карбонатна, вугільна )

SiO₂ H₂SiO₃ (силікатна, кремнієва) .

Несолетвірні оксиди

Карбон (ІІ) оксид ( чадний газ )

Серед несолетворних оксидів найбільше значення має карбон (ІІ) оксид СО , відомий також під назвою «чадний газ» .

Фізичні властивості : газ без кольору й запаху, малорозчинний у воді, густина майже така, як і у повітря.

Фізіологічна дія : дуже отруйна речовина. У повітрі смертельним є вміст чадного газу 0,2%. Має здатність сполучатись з гемоглобіном крові міцніше, ніж кисень. Внаслідок цього гемоглобін втрачає здатність транспортувати кисень до клітин організму. Ознаками отруєння чадним газом є незвично яскравий колір крові, сильний головний біль, іноді втрата свідомості. Перша допомога при ураженні – забезпечити надходження свіжого повітря.

Добування :

1) утворюється при неповному згоранні палива у печах, двигунах транспортних засобів :

2 С + О₂ → 2 СО

2 С₈Н₁₈ + 17 О₂ → 16 СО + 18 Н₂О

2) при проходженні вуглекислого газу над розжареним вугіллям :

СО₂ + С → 2 СО

Хімічні властивості :

1) горіння : утворюється карбон (ІV) оксид

2 СО + О₂ → 2 СО₂

2) відновлення металів з їх оксидів ( реакція відбувається за високої температури ) :

FeO + CO → Fe + CO₂

MnO₂ + 2 CO → Mn + 2 CO₂

У цих реакціях атоми Карбону виступають як відновник :

+2 +4

С - 2 е^- → С

Застосування карбон (ІІ) оксиду :

1) як відновник металів у металургії :

2) як паливо у суміші з іншими горючими газами .

Нітроген (ІІ) оксид

Молекулярна формула : NO

Електронна формула :

۬

Молекула лінійна , її будову описують двома рівнозначними структурами, кожна з яких має неспарений електрон.

Фізичні властивості : безбарвний газ, малорозчинний у воді.

Добування :

1) взаємодія азоту з киснем ( за високих температур, також утворюється при грозових розрядах) :

N₂ + O₂ → 2 NO

2) каталітичне окиснення амоніаку ( платиновий каталізатор ) :

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

3) взаємодія розведеної нітратної кислоти з малоактивними металами :

3 Cu + 8 HNO₃ → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

Хімічні властивості : належить до несолетвірних оксидів, не взаємодіє з водою, кислотами й лугами.

Взаємодіє з киснем, окиснюючись до нітроген (IV) оксиду :

2 NO + O₂ → 2 NO₂

Застосування : як проміжний продукт у промисловому виробництві нітратної кислоти.

Кислотні оксиди

Переважна більшість оксидів неметалічних елементів є кислотними оксидами (інша назва – ангідриди кислот). Найважливішими з них є оксиди карбону (ІV), сульфуру (ІV) та (VІ), нітрогену (ІV) , фосфору (V) а також силіцію (IV).

Карбон (ІV) оксид ( вуглекислий газ )

Молекулярна формула : СО₂

Електронна формула : О : : С : : О

Структурна формула : О = С = О

Фізичні властивості : безбарвний газ, без запаху, має кислуватий присмак, у 1,5 рази важчий за повітря, добре розчиняється у воді. Під тиском вуглекислий газ не зріджується, а переходить з газоподібного стану зразу у твердий. Утворюється снігоподібна тверда речовина, яку називають «сухий лід». Вона повільно випаровується, сильно охолоджуючи навколишній простір.

Способи добування :

1) горіння вуглецю :

С + О₂ → СО₂

2) горіння карбон (ІІ) оксиду :

2 СО + О₂ → 2 СО₂

3) горіння органічних речовин :

СН₄ + 2 О₂ → СО₂ + 2 Н₂О

4) взаємодія карбонатів та гідрогенкарбонатів з кислотами :

CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂ ↑

NaHCO₃ + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O + CO₂ ↑

5) термічний розклад карбонатів та гідрогенкарбонатів :

CaCO₃ → CaO + CO₂ ↑

Хімічні властивості : є типовим представником кислотних оксидів і проявляє усі їх властивості:

1) взаємодія з водою : утворюється карбонатна кислота

СО₂ + Н₂О ↔ Н₂СО₃

Утворена карбонатна кислота дуже нестійка і може існувати тільки у розчині. У вільному стані за звичайних умов не утворюється. Отримана тільки за наднизьких температур ( - 110°С) у безводному середовищі протонуванням калій гідрогенкарбонату .

2) взаємодія з лугами : залежно від молярних співвідношень утворюються солі карбонатної кислоти, карбонати та гідрогенкарбонати :

2 KOH + CO₂ → K₂CO₃ + H₂O

KOH + CO₂ → KHCO₃

3) взаємодія з основними оксидами :

Li₂O + CO₂ → Li₂CO₃

Також крім кислотних властивостей карбон (ІV) оксид може проявляти властивості окисника, наприклад при взаємодії з магнієм :

CO₂ + 2 Mg → 2 MgO + C

Застосування :

1) газування води й напоїв ;

2) зарядка вогнегасників ;

3) «сухий лід» для зберігання харчових продуктів.

Сульфур (IV) оксид (сірчистий газ )

Молекулярна формула : SO₂

Структурна формула :

Фізичні властивості: за звичайних умов — безбарвний газ з різким, задушливим запахом. Добре розчиняється у воді. Під час охолодження до — 10°С зріджується у безбарвну рідину. У рідкому стані його зберігають у стальних балонах.

Способи добування :

1) горіння сірки :

S + O₂ → SO₂

2) повне окиснення сульфідів :

2 H₂S + 3 O₂ → 2 SO₂ + 2 H₂O

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

3) взаємодія сульфітів з сильними кислотами :

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂ ↑ + Н₂O

4) взаємодія малоактивних металів з концентрованою сульфатною кислотою :

Cu + 2H₂SO₄ → CuSО₄ + SO₂ ↑ + 2Н₂О

Хімічні властивості :

1) каталітичне окиснення :

+4 +6

2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃.

У цій реакції сульфур змінює ступінь окиснення від +4 до +6, отже, для SO₂ характерні відновні властивості.

2) властивості кислотних оксидів :

а) взаємодія з водою :

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

Утворена сульфітна кислота H₂SO₃ – кислота середньої сили. Так само як і карбонатна кислота, сульфітна кислота дуже нестійка і може існувати лише у водному розчині.

б) взаємодія з лугами : у залежності між молярних співвідношень реагентів можливе утворення як сульфітів ( середні солі) так і гідрогенсульфітів ( кислі солі) :

Ca(OH)₂ + SO₂ → CaSO₃ + H₂O

Ca(OH)₂ + 2 SO₂ → Ca(HSO₃)₂

в) взаємодія з основними оксидами :

BaO + SO₂ → BaSO₃

Застосування :

1) знищення цвілевих грибків у сирих приміщеннях (погреби, підвали і т.д.) ;

2) як консервуючий засіб у виробництві сиропів та сухофруктів ;

3) відбілювач тканин ;

4) лікування свійських тварин від деяких шкіряних захворювань.

Сульфур ( VI) оксид

Відомий також під назвою сірчаний ангідрид.

Молекулярна формула : SO₃

Структурна формула :

Молекула має форму плоского трикутника, кути між зв’язками складають 120°

Фізичні властивості : безбарвна рідина, що перетворюється при температурі нижчій 17 °С на тверду кристалічну масу. Він дуже сильно поглинає вологу, утворюючи сульфатну кислоту, тому його зберігають у запаяних колбах. Токсична речовина, яка уражає слизові оболонки і дихальні шляхи.

Добування : каталітичне окиснення сульфур (IV) оксиду :

2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃

Хімічні властивості : є типовим представником кислотних оксидів і проявляє усі їм притаманні властивості :

1) взаємодія з водою :

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Далі надлишок SO₃ може розчинятись у концентрованій сульфатній кислоті, утворюючи олеум :

H₂SO₄ + n SO₃ → H₂SO₄ ∙ n SO₃

2) взаємодія з лугами ( залежно від молярних співвідношень між реагентами можливе утворення як середніх (сульфати) так і кислих (гідроген сульфати) солей :

NaOH + SO₃ → NaHSO₃

2 NaOH + SO₃ → Na₂SO₄ + H₂O

Ca(OH)₂ + 2 SO₃ → Ca(HSO₄)₂

Ca(OH)₂ + SO₃ → CaSO₄

3) взаємодія з основними та амфотерними оксидами :

BaO + SO₃ → BaSO₄

Fe₂O₃ + 3 SO₃ → Fe₂(SO₄)₃

Застосування :

1) як проміжний продукт у промисловому виробництві сульфатної кислоти ;

2) як окисник .

Нітроген (ІV) оксид

Молекулярна формула : NO₂

Структурна формула :

Молекула має кутову форму. За рахунок неспареного електрона має здатність утворювати димер N₂O₄ з слабким зв’язком між атомами нітрогену:

2 NO₂ ↔ N₂O₄

За температур, вищих 140°С існує тільки NO₂ , а за температур, нижчих від - 12°С існує тільки N₂O₄ .

Фізичні властивості : газ червоно-бурого кольору з різким, задушливим запахом, дуже токсичний, більш як у 1,5 рази важчий за повітря, добре розчиняється у воді.

Добування :

1) окиснення нітроген (ІІ) оксиду :

2 NO + O₂ → 2 NO₂

2) взаємодія малоактивних металів з концентрованою нітратною кислотою :

Cu + 4 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

3) термічний розклад нітратів :

2 Cu(NO₃)₂ → 2 CuO + 4 NO₂ ↑ + O₂ ↑

2 AgNO₃ → 2 Ag + 2 NO₂ ↑ + O₂ ↑

Хімічні властивості : є типовим представником кислотних оксидів :

1) взаємодія з водою – утворює дві кислоти : нітратну HNO₃ (сильна кислота ) , та нітритну HNO₂ (слабка кислота )

2 NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

За наявності кисню утворюється тільки нітратна кислота :

4 NO₂ + 2 H₂O + O₂ → 4 HNO₃

2) взаємодія з лугами – утворюються одночасно нітрит та нітрат металу :

2 KOH + 2 NO₂ → KNO₂ + KNO₃ + H₂O

калій нітрит калій нітрат

2 Сa(OH)₂ + 4 NO₂ → Ca(NO₂)₂ + Ca(NO₃)₂ + 2 H₂O

3) взаємодія з основними оксидами :

Li₂O + 2 NO₂ → LiNO₂ + LiNO₃

Застосування :

1) як проміжний продукт у виробництві нітратної кислоти ;

2) у виробництві сульфатної кислоти (окиснює SO₂ до SO₃);

3) окисник ракетного палива .

Фосфор (V) оксид

Молекулярна формула : P₂O₅

Структурна формула :

За звичайних умов існує у вигляді більш стійкої форми P₄O₁₀ .

Фізичні властивості : твердий білий гігроскопічний ( здатний вбирати вологу ) порошок, сильний водо поглинальний засіб.

Добування : утворюється при окисненні фосфору за наявності надлишку кисню :

4 P + 5 O₂ → 2 P₂O₅

Хімічні властивості : є типовим представником кислотних оксидів :

1) взаємодія з водою : залежно від температури реакційного середовища може утворювати як метафосфатну кислоту НРО₃ , так і ортофосфатну кислоту Н₃РО₄ .

Р₂О₅ + Н₂О → 2 НРО₃

Р₂О₅ + 3 Н₂О → 2 Н₃РО₄

При нагріванні утворюється тільки ортофосфатна кислота.

2) взаємодія з лугами : залежно від молярних співвідношень реагентів можливе утворення трьох видів солей :

2NaOH + P₂O₅ → 2 NaH₂PO₄ + H₂O

натрій дигідрогенортофосфат

4 NaOH + P₂O₅ → 2 Na₂HPO₄ + H₂O

натрій гідрогенортофосфат

6 NaOH + P₂O₅ → 2 Na₃PO₄ + 3 H₂O

натрій ортофосфат

3) взаємодія з основними оксидами :

3 CaO + P₂O₅ → Ca₃(PO₄)₂

CaO + SO₃ → CaSO₄

Застосування : як осушувач газів та рідин.

Силіцій (IV) оксид

Молекулярна формула : SiO₂

Структурна формула : O = Si = O

Структуру SiO₂ в площинному зображенні можна представити так:

Силіцій (IV) оксид має атомну кристалічну гратку.

Фізичні властивості : тверда безбарвна речовина з високою температурою кипіння (1710°С), нерозчинний у воді. Широко розповсюджений у природі у двох видозмінах:1) кристалічний кремнезем — у вигляді мінералу кварцу і його різновидів (гірський кришталь, халцедон, агат, яшма, кремінь); кварц є основою кварцових пісків, які широко використовуються в будівництві та силікатній промисловості; 2) аморфний кремнезем — у вигляді мінералу опалу складу SiO₂ ∙ nН₂О.

Хімічні властивості : належить до кислотних оксидів.

1) взаємодія з водою: на відміну від більшості кислотних оксидів, безпосередньо з водою не реагує :

SiO₂ + H₂O ≠

Відповідна даному оксиду силікатна кислота H₂SiO₃ утворюється іншими способами, найчастіше при взаємодії силікатів з кислотами :

Na₂SiO₃ + 2 HCl → 2 NaCl + H₂SiO₃ ↓

2 Na⁺ + SiO₃ ^2- + 2 H⁺ + 2 Cl ^- → 2 Na⁺ + 2 Cl ^- + H₂SiO₃ ↓

2 H⁺ + SiO₃ ^2- → H₂SiO₃ ↓

2) взаємодія з лугами :

2 KOH + SiO₂ → K₂SiO₃ + H₂O

Ca(OH)₂ + SiO₂ → CaSiO₃ + H₂О

3) взаємодія з основними оксидами :

BaO + SiO₂ → BaSiO₃

Застосування :

1) будівельна промисловість ( пісок) ;

2) виробництво скла ;

3) виготовлення напівпровідників у мікроелектроніці ;

4) як харчова добавка, що запобігає злежуванню твердих харчових продуктів.

Кислотні дощі

Важливою екологічною проблемою стало випадання кислотних дощів. Щорічно

при спалюванні палива в атмосферу надходить до 15 млн. т двоокису сірки,

який, сполучаючись з водою, утворює слабкий розчин сульфатної кислоти, що

разом з дощем випадає на землю. Кислотні дощі негативно впливають на

людей, врожай, споруди і т. ін.

Кислотні дощі також виникають у результаті поєднання з атмосферним киснем

двоокису сірки та оксидів азоту, які викидаються у атмосферу працюючими

на вугіллі та нафті електростанціями, металургійними заводами, а також

автомобільним транспортом. Добуті таким шляхом зневоднені сульфатна та

нітратна кислоти відносяться вітрами у вигляді дощів та нерідко мають

значну кислотність. Фільтруючись у ґрунті, вода кислотних дощів уносить

багато поживних речовин: кальцій, магній, калій та натрій. Їх місце

займають токсичні метали, які під дією дощів стають розчинними та

вбивають мікроорганізми, які розкладають органічні залишки і ґрунт

залишається без поживних речовин.

Оксиди сульфуру та нітрогену, що потрапляють в атмосферу внаслідок роботи ТЕС,

автомобільних двигунів, сполучаючись з атмосферною вологою, утворюють

дрібні капельки сульфатної та нітратної кислот, які переносяться вітрами у

вигляді кислотного туману й випадають на Землю у вигляді кислотних

дощів. Ці дощі мають шкідливу дію на фактори навколишнього середовища:

врожайність багатьох с/г культур знижується на 3-8% внаслідок ушкодження

листя кислотами;

кислі опади спричинюють вимивання з грунтів кальцію, калію та магнію, що

веде до деградації флори і фауни;

деградують і гинуть ліси;

отруюється вода озер і ставків, у яких гине риба і численні види комах;

зникнення комах у водоймах призводить до щезання птахів і тварин, які

ними живляться;

зникнення лісів у гірських районах зумовлює збільшення кількості

гірських зсувів і селей;

різко прискорюється руйнування пам’ятників архітектури, житлових

будинків;

вдихання людьми повітря, забрудненого кислотним туманом, спричинює

захворювання дихальних шляхів, подразнення очей тощо.

Парниковий ефект

Парниковий ефект —відкрив у 1829 Жозеф Фур'є і визначив це поняття так - це явище в атмосфері Землі, при якому енергія сонячних променів, відбиваючись від поверхні Землі, не може повернутися в космос, оскільки затримується молекулами різних газів.

Головний внесок у формування парникового ефекту вносять водяна пара і вуглекислий газ, що містяться в атмосфері. Відомо, також, що спектр поглинання атмосфери у вікнах прозорості визначається не тільки впливом вуглекислого газу, але і таких газових компонентів, як озон, фреони і багато інших, включаючи й аерозолі.

Причини виникнення парникового ефекту:

1) Зростання концентрацій в атмосфері багатьох газових компонентів, які присутні у промислових викидах: оксидів азоту, сірки, метану, чотири хлористого і чотири фтористого вуглецю, фреонів і ін.;

2) заміна лісів культурними посадками;

3) спалювання викопного палива для виробництва енергії;

4) збільшення кількості пилу в атмосфері, особливо дрібнодисперсних аерозолів у стратосфері.

Наслідки дії праникового ефекту:

1) На поверхні Землі підвищується температура. Парниковий ефект змінить кількість опадів, вітру, хмар, океанські плини: внутрішні райони континентів стануть більш сухими, а узбережжя — вологими, зими — коротшими і теплішими, а літо — довшим і жаркішим;

2) Основні кліматичні зони змістяться на північ приблизно на 400 км, що може викликати потепління в зоні тундри, танення льоду вічної мерзлоти у високих широтах;

3) Затоплення більшої частини найбільш придатних для життя й оброблення земель;

4) Ерозія, засолення й опустелювання сільськогосподарських угідь.

Викиди парникових газів в атмосферу України складають 250 млн. тонн у рік, і по цьому показнику наша країна входить у першу десятку держав — найбільших емітентів "парникових газів". Ріст обсягів промислового виробництва через відсталість українських технологій вважається небезпечним. Поновлення ж цих технологій в Україні найближчим часом не передбачається, оскільки передчасно очікувати іноземних інвестицій у ті галузі, що саме і є зараз головними джерелами викидів шкідливих речовин — машинобудування, агропромисловий комплекс, нафтопереробна промисловість, транспорт.

Одні вчені, як, наприклад, У.Болдерс — президент Національного центру вивчення атмосфери (США), вважають, що парниковий ефект неминучий, інші вчені-кліматологи налаштовані більш оптимістично.

Гідрати оксидів неметалічних елементів

Гідрати оксидів неметалічних елементів є кислотами. Найважливіші з них : сульфатна кислота H₂SO₄ , нітратна кислота HNO₃ , ортофосфатна кислота H₃PO₄ .

Сульфатна кислота

Молекулярна формула : H₂SO₄

Структурна формула :

Фізичні властивості : безбарвна, важка, масляниста рідина. Густина сульфатної кислоти при +20 °С дорівнює 1,84 г/см³. Ця сполука дуже гігроскопічна, тобто здатна поглинати вологу з навколишнього середовища. При цьому виділяється велика кількість теплової енергії. Якщо долити воду до сульфатної кислоти, може виділитися стільки енергії, що кислота закипить і почне розбризкуватися навсібіч, тому для того, щоб розвести концентровану сульфатну кислоту, слід кислоту додавати невеликими порціями до води.

Сульфатна кислота здатна розчиняти близько 65% сульфатного ангідриду SO₃. При цьому утворюється олеум.

Добування : у промисловості сульфатну кислоту добувають у три стадії. Сировиною є пірит FeS₂

1) випалювання піриту :

4FeS₂ + 11 O₂ → 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂

2) окиснення SO₂ (використовують каталізатор V₂O₅) :

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

3) поглинання утвореного SO₃ водою :

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Хімічні властивості: належить до сильних кислот (одна з найсильніших) і проявляє всі властивості кислот :

1) електролітична дисоціація (відбувається ступінчато) :

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄ ^–

гдрогенсульфат –йон

HSO₄ ^– ↔ H⁺ + SO₄ ^2-

сульфат-йон

_________________________________________________

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄ ^2-

Утворені йони Н⁺ діють на індикатори, змінюючи їх забарвлення: лакмусу – на червоний, метилоранжу - на рожевий, фенолфталеїн залишається безбарвним.

2) взаємодія з металами : розведена сульфатна кислота реагує з усіма металами, що розташовані у ряду активності металів перед воднем :

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂ ↑

Zn + 2 H⁺ + SO₄ ^2- → Zn²⁺ + SO₄ ^2- + H₂ ↑

Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H₂ ↑

Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂ ↑

2 Al + 3 H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3 H₂ ↑

3) взаємодія з основними та амфотерними оксидами :

CaO + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O

CaO + 2 H⁺ + SO₄ ^2- → CaSO₄ ↓ + H₂O

Li₂O + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + H₂O

Fe₂O₃ + 3 H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3 H₂O

4)взаємодія з основами та амфотерними гідроксидами. Залежно від молярних співвідношень реагентів можливе утворення як середніх солей (сульфати) так і кислих солей (гідрогенсульфати) :

2 NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2 H₂O

натрій сульфат

2Na⁺ + 2 OH^- + 2 H⁺ + SO₄ ^2- → 2 Na⁺ + SO₄ ^2- + 2 H₂O

H⁺ + OH^- → H₂O

NaOH + H₂SO₄ → NaHSO₄ + H₂O

натрійгідроген сульфат

Na⁺ + OH^- + 2H⁺ + SO₄ ^2- → Na⁺ + HSO₄ ^- + H₂O

OH^- + 2H⁺ + SO₄ ^2- → HSO₄ ^- + H₂O

2 Al(OH)₃ + 3 H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 6 H₂O

2 Al(OH)₃ + 6 H⁺ + 3 SO₄ ^2- → 2 Al³⁺ + 3 SO₄ ^2- + 6 H₂O

2 Al(OH)₃ + 6 H⁺ → 2 Al³⁺ + 6 H₂O

Al(OH)₃ + 3 H⁺ → Al³⁺ + 3 H₂O

5) взаємодія з солями : сульфатна кислота як більш сильна та нелетка, витісняє практично усі кислоти з їх солей. Витіснення зазвичай відбувається у безводному середовищі, за участі концентрованої сульфатної кислоти та кристалічної солі:

NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl↑

2 NaCl + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2 HCl↑

2 KNO₃ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2 HNO₃

NaNO₃ + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃.

Витіснення слабких кислот може відбуватись і в розчині:

Na₂S + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂S↑

2 Na⁺ + S^2- + 2H⁺ + SO₄ ^2- → 2 Na⁺ + SO₄ ^2- + H₂S↑

2H⁺ + S^2- → H₂S↑

Особливі хімічні властивості концентрованої сульфатної кислоти

Концентрована сульфатна кислота має ряд особливих хімічних властивостей:

1) обвуглювання органічних речовин (цукор, папір і т.д.) : внаслідок надзвичайно високої гігроскопічності концентрована сульфатна кислота відщеплює воду від багатьох органічних речовин :

C₁₂H₂₂O₁₁ + n H₂SO₄ → 12C + n H₂SO₄ ∙ 11 H₂O

сахароза (цукор)

2) взаємодія з металами : концентрована сульфатна кислота взаємодіє навіть з деякими металами, що розташовані у ряду активності металів після водню, наприклад з міддю :

0 +6 +2 +4

Cu + 2 H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂↑ + 2 H₂O

Cu⁰ -2e^- → Cu⁺² відновник (процес окиснення)

S⁺⁶ +2e^- → S⁺⁴ окисник (процес відновлення)

Водень при цьому не виділяється, утворюється вода.

Атом сульфуру молекули сульфатної кислоти перебуває у ступені окиснення +6. Під дією металів він може відновлюватись до ступеню окиснення +4 (утворюється SO₂), до 0 (утворюється сірка S) , до -2 (утворюється H₂S). Загальна схема взаємодії концентрованої сульфатної кислоти з металами має вигляд:

SO₂

M + H₂SO₄ конц. → МSO₄ + S + H₂O

H₂S

Концентрована сульфатна кислота не діє на золото та платину. Також деякі метали, що знаходяться у ряду активності перед воднем (залізо, алюміній, хром) під дією концентрованої сульфатної кислоти вкриваються оксидною плівкою (пасивуються), практично не реагуючи за звичайних умов. Взаємодія цих металів з концентрованою сульфатною кислотою можлива лише при нагріванні:

0 +6 +3 +4

2 Fe + 6 H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3 SO₂ + 6 H₂O

2 Fe⁰ -6e^- → 2 Fe⁺³ │ 1 відновник (процес окиснення)

S⁺⁶ +2e^- → S⁺⁴ │ 3 окисник (процес відновлення)

Застосування сульфатної кислоти: за різноманітністю застосування сульфатна кислота посідає перше місце серед кислот.

1) для добування фосфорних та азотних добрив;

2) для добування інших кислот — хлоридної, плавикової, ортофосфатної, ацетатної тощо;

3)для очищення нафтопродуктів — бензину, гасу, мастил — від шкідливих домішок;

4) у машинобудуванні сульфатною кислотою очищають поверхню металів від оксидів перед покриттям (нікелюванням, хромуванням тощо);

5) у виробництві вибухових речовин, штучного волокна, барвників, пластмас та ін. 6) для заливання акумуляторів;

7) у сільському господарстві вона застосовується для боротьби з бур’янами (гербіцид).

Сульфати

Сульфатна кислота утворює середні солі – сульфати.

Багато сульфатів зустрічаються у природі у вигляді кристалогідратів.