Взаємодія розбавленої сірчаної кислоти із металами. Взаємодія кислот із металами. Взаємодія сірчаної кислоти із металами. Фізичні та хімічні властивості сірчаної кислоти
Техніці сірчаною кислотою називають її суміші як із водою, і з сірчаним ангідридом SO3. Якщо молярне відношення SO3: H2O< 1, то это водный раствор серной кислоты, если >1 - розчин SO3 у сірчаній кислоті (олеум).
- 1 Назва
- 2 Фізичні та фізико- Хімічні властивості
- 2.1 Олеум
- 3 Хімічні властивості
- 4 Застосування
- 5 Токсична дія
- 6 Історичні відомості
- 7 Додаткові відомості
- 8 Одержання сірчаної кислоти
- 8.1 Перший спосіб
- 8.2 Другий спосіб
- 9 Стандарти
- 10 Примітки
- 11 Література
- 12 Посилання
Назва
У XVIII-XIX століттях сірку для пороху виготовляли із сірчаного колчедану (пірит) на купоросних заводах. Сірчану кислоту в той час називали «купоросним маслом» (як правило це був кристалогідрат, що за консистенцією нагадує масло), очевидно звідси походження назви її солей (а точніше саме кристалогідратів) - купороси.
Фізичні та фізико-хімічні властивості
Дуже сильна кислота, при 18оС pKa (1) = -2,8, pKa (2) = 1,92 (К₂ 1,2 10-2); довжини зв'язків у молекулі S=O 0,143 нм, S-OH 0,154 нм, кут HOSOH 104°, OSO 119°; кипить, утворюючи азеотропну суміш (98,3% H2SO4 та 1,7% H2О з температурою кипіння 338,8оС). Сірчана кислота, що відповідає 100% вмісту H2SO4, має склад (%): H2SO4 99,5, HSO4− - 0,18, H3SO4+ - 0,14, H3O+ - 0,09, H2S2O7, - 0,04, HS2O7⁻ - 0,05. Змішується з водою та SO3, у всіх співвідношеннях. водних розчинах сірчана кислота практично повністю дисоціює на H3О+, HSO3+ та 2НSO₄−. Утворює гідрати H2SO4 nH2O, де n = 1, 2, 3, 4 і 6,5.
Олеум
Основна стаття: ОлеумРозчини сірчаного ангідриду SO3 у сірчаній кислоті називаються олеумом, вони утворюють дві сполуки H2SO4·SO3 та H2SO4·2SO3.
Олеум містить також піросерні кислоти, що виходять за реакціями:
Температура кипіння водних розчинів сірчаної кислоти підвищується зі зростанням її концентрації та досягає максимуму за вмістом 98,3 % H2SO4.
| Зміст % за масою | Щільність при 20 ℃, г/см³ | Температура плавлення, ℃ | Температура кипіння, ℃ | |
|---|---|---|---|---|
| H2SO4 | SO3 (вільний) | |||
| 10 | - | 1,0661 | −5,5 | 102,0 |
| 20 | - | 1,1394 | −19,0 | 104,4 |
| 40 | - | 1,3028 | −65,2 | 113,9 |
| 60 | - | 1,4983 | −25,8 | 141,8 |
| 80 | - | 1,7272 | −3,0 | 210,2 |
| 98 | - | 1,8365 | 0,1 | 332,4 |
| 100 | - | 1,8305 | 10,4 | 296,2 |
| 104,5 | 20 | 1,8968 | −11,0 | 166,6 |
| 109 | 40 | 1,9611 | 33,3 | 100,6 |
| 113,5 | 60 | 2,0012 | 7,1 | 69,8 |
| 118,0 | 80 | 1,9947 | 16,9 | 55,0 |
| 122,5 | 100 | 1,9203 | 16,8 | 44,7 |
Температура кипіння олеуму зі збільшенням вмісту SO3 знижується. При збільшенні концентрації водних розчинів сірчаної кислоти загальний тиск пари над розчинами знижується і при вмісті 98,3% H2SO4 досягає мінімуму. Зі збільшенням концентрації SO3 в олеумі загальний тиск пари над ним підвищується. Тиск пари над водними розчинами сірчаної кислоти та олеуму можна обчислити за рівнянням:
величини коефіцієнтів А і залежить від концентрації сірчаної кислоти. Пар над водними розчинами сірчаної кислоти складається з суміші водяної пари, H2SO4 і SO3, при цьому склад пари відрізняється від складу рідини при всіх концентраціях сірчаної кислоти, крім відповідної азеотропної суміші.
З підвищенням температури посилюється дисоціація:
Рівняння температурної залежності константи рівноваги:
При нормальному тиску ступінь дисоціації: 10⁻⁵ (373 К), 2,5 (473 К), 27,1 (573 К), 69,1 (673 К).
Щільність 100% сірчаної кислоти можна визначити за рівнянням:
З підвищенням концентрації розчинів сірчаної кислоти їх теплоємність зменшується і досягає мінімуму для 100% сірчаної кислоти, теплоємність олеуму з підвищенням вмісту SO3 збільшується.
При підвищенні концентрації та зниженні температури теплопровідність λ зменшується:
де С - концентрація сірчаної кислоти, %.
Максимальну в'язкість має олеум H2SO4·SO3, з підвищенням температури знижується. Електричний опір сірчаної кислоти мінімальний при концентрації SO3 і 92% H2SO4 і максимально при концентрації 84 і 99,8% H2SO4. Для олеуму мінімальний ρ при концентрації 10 % SO3. З підвищенням температури сірчаної кислоти збільшується. Діелектрична проникність 100%-ної сірчаної кислоти 101 (298,15 К), 122 (281,15 К); кріоскопічна стала 6,12, ебуліоскопічна стала 5,33; коефіцієнт дифузії пари сірчаної кислоти у повітрі змінюється залежно від температури; D = 1,67 · 10⁻⁵T3/2 см²/с.
Хімічні властивості
Сірчана кислота в концентрованому вигляді при нагріванні – досить сильний окислювач; окислює HI і частково HBr до вільних галогенів, вуглець до CO2, сірку - до SO2, окислює багато металів (Cu, Hg, виняток - золото та платина). При цьому концентрована сірчана кислота відновлюється до SO2, наприклад:
Найбільш сильними відновниками концентрована сірчана кислота відновлюється до S та H2S. Концентрована сірчана кислота поглинає водяні пари, тому вона застосовується для сушіння газів, рідин та твердих тілнаприклад, в ексікаторах. Однак концентрована H2SO4 частково відновлюється воднем, через що не може застосовуватися для його сушіння. Відщеплюючи воду від органічних сполукі залишаючи при цьому чорний вуглець (вугілля) концентрована сірчана кислота призводить до обвуглювання деревини, цукру та інших речовин.
Розведена H2SO4 взаємодіє з усіма металами, що знаходяться в електрохімічному ряду напруг лівіше водню з його виділенням, наприклад:
Окисні властивості для розведеної H2SO4 нехарактерні. Сірчана кислота утворює два ряди солей: середні - сульфати та кислі - гідросульфати, а також ефіри. Відомі пероксомоносерна (або Каро кислота) H2SO5 і пероксодисерна H2S2O8 кислоти.
Сірчана кислота реагує також з основними оксидами, утворюючи сульфат та воду:
На металообробних заводах розчин сірчаної кислоти застосовують для видалення шару оксиду металу з поверхні металевих виробів, що піддаються в процесі сильного нагрівання. Так, оксид заліза видаляється з поверхні листового заліза дією нагрітого розчину сірчаної кислоти:
Якісною реакцією на сірчану кислоту та її розчинні солі є їх взаємодія з розчинними солями барію, при якому утворюється білий осад сульфату барію, нерозчинний у воді та кислотах, наприклад:
Застосування
Сірчану кислоту застосовують:
- у обробці руд, особливо у видобутку рідкісних елементів, зокрема. урану, іридію, цирконію, осмію тощо;
- у виробництві мінеральних добрив;
- як електроліт у свинцевих акумуляторах;
- для отримання різних мінеральних кислот та солей;
- у виробництві хімічних волокон, барвників, димоутворювальних та вибухових речовин;
- у нафтовій, металообробній, текстильній, шкіряній та інших галузях промисловості;
- у харчовій промисловості - зареєстрована як харчова добавка E513(Емульгатор);
- у промисловому органічному синтезі у реакціях:
- дегідратації (отримання діетилового ефіру, складних ефірів);
- гідратації (етанол з етилену);
- сульфування (синтетичні миючі засоби та проміжні продукти у виробництві барвників);
- алкілування (отримання ізооктану, поліетиленгліколю, капролактаму) та ін.
- Для відновлення смол у фільтрах з виробництва дистильованої води.
Світове виробництво сірчаної кислоти прибл. 160 млн. тонн на рік. Найбільший споживач сірчаної кислоти – виробництво мінеральних добрив. На P₂O₅ фосфорних добрив витрачається в 2,2-3,4 рази більше за масою сірчаної кислоти, а на (NH₄)₂SO₄ сірчаної кислоти 75% від маси витрачуваного (NH₄)₂SO₄. Тому сірчанокислотні заводи прагнуть будувати в комплексі із заводами з виробництва мінеральних добрив.
Токсична дія
Сірчана кислота та олеум – дуже їдкі речовини. Вони вражають шкіру, слизові оболонки, дихальні шляхи (викликають хімічні опіки). При вдиханні пар цих речовин вони викликають утруднення дихання, кашель, нерідко - ларингіт, трахеїт, бронхіт і т. д. Гранично допустима концентрація аерозолю сірчаної кислоти в повітрі робочої зони 1,0 мг/м³ атмосферному повітрі 0,3 мг/м³ (максимальна разова) та 0,1 мг/м³ (середньодобова). Вражаюча концентрація пари сірчаної кислоти 0,008 мг/л (експозиція 60 хв), смертельна 0,18 мг/л (60 хв). Клас небезпеки ІІ. Аерозоль сірчаної кислоти може утворюватися в атмосфері в результаті викидів хімічних та металургійних виробництв, що містять оксиди S, та випадати у вигляді кислотних дощів.
Історичні відомості
Сірчана кислота відома з давніх-давен, зустрічаючись у природі у вільному вигляді, наприклад, у вигляді озер поблизу вулканів. Можливо, перша згадка про кислі гази, що отримуються при прожарюванні галунів або залізного купоросу «зеленого каменю», зустрічається в творах, що приписуються арабському алхіміку Джабір ібн Хайяну.
У IX столітті перський алхімік Ар-Разі, прожарюючи суміш залізного та мідного купоросу (FeSO4 7H2O та CuSO4 5H2O), також отримав розчин сірчаної кислоти. Цей спосіб удосконалив європейський алхімік Альберт Магнус, який жив у XIII столітті.
Схема отримання сірчаної кислоти із залізного купоросу - термічне розкладання сульфату заліза (II) з подальшим охолодженням суміші
Молекула сірчаної кислоти за Дальтоном
- 2FeSO4+7H2O→Fe2O3+SO2+H2O+O2
- SO2+H2O+1/2O2 ⇆ H2SO4
У працях алхіміка Валентина (XIII ст) описується спосіб отримання сірчаної кислоти шляхом поглинання водою газу (сірчаний ангідрид), що виділяється при спалюванні суміші порошків сірки та селітри. Згодом цей спосіб ліг в основу т.з. «камерного» способу, що здійснюється в невеликих камерах, фанерованих свинцем, який не розчиняється у сірчаній кислоті. СРСР такий спосіб проіснував аж до 1955 року.
Алхімікам XV в відомий був також спосіб отримання сірчаної кислоти з піриту - сірчаного колчедану, дешевшої та поширенішої сировини, ніж сірка. У такий спосіб отримували сірчану кислоту протягом 300 років, невеликою кількістю у скляних ретортах. Згодом у зв'язку з розвитком каталізу цей метод витіснив камерний спосіб синтезу сірчаної кислоти. нині сірчану кислоту отримують каталітичним окисленням (на V2O5) оксиду сірки (IV) в оксид сірки (VI), і подальшим розчиненням оксиду сірки (VI) у 70% сірчаної кислоти з утворенням олеуму.
У Росії виробництво сірчаної кислоти вперше було організовано 1805 року під Москвою у Звенигородському повіті. 1913 року Росія з виробництва сірчаної кислоти займала 13 у світі.
додаткові відомості
Найдрібніші крапельки сірчаної кислоти можуть утворюватися в середніх та верхніх шарах атмосфери в результаті реакції водяної пари та вулканічного попелу, що містить велику кількість сірки. Зависла, що вийшла, через високий альбедо хмар сірчаної кислоти, ускладнює доступ сонячних променів до поверхні планети. Тому (а також внаслідок великої кількості найдрібніших частинок вулканічного попелу у верхніх шарах атмосфери, що також ускладнюють доступ сонячного світла до планети) після особливо сильних вивержень вулканічних можуть відбутися значні зміни клімату. Наприклад, в результаті виверження вулкана Ксудач (п-ів Камчатка, 1907) підвищена концентрація пилу в атмосфері трималася близько 2 років, а характерні сріблясті хмари сірчаної кислоти спостерігалися навіть у Парижі. Вибух вулкана Пінатубо в 1991 році, що відправив в атмосферу 3 107 тонн сірки, призвів до того, що 1992 і 1993 були значно холодніше, ніж 1991 і 1994 .
Одержання сірчаної кислоти
Основна стаття: Виробництво сірчаної кислотиПерший спосіб
Другий спосіб
У тих рідкісних випадках, коли сірководень (H2S) витісняє сульфат (SO4-) із солі (з металами Cu, Ag, Pb, Hg) побічним продуктом є сірчана кислота
Сульфіди цих металів мають високу міцність, а також відмінне чорне забарвлення.
Стандарти
- Кислота сірчана технічна ГОСТ 2184-77
- Кислота сірчана акумуляторна. Технічні умови ГОСТ 667-73
- Сірчана кислота особливої чистоти. Технічні умови ГОСТ 1422-78
- Реактиви. Кислота сірчана. Технічні умови ГОСТ 4204-77
Примітки
- Ушакова Н. Н., Фігурновський Н. А. Василь Михайлович Севергін: (1765-1826) / Ред. І. І. Шафрановський. М: Наука, 1981. C. 59.
- 1 2 3 Ходаков Ю.В., Епштейн Д.А., Глоріоз П.А. § 91. Хімічні властивості сірчаної кислоти // Неорганічна хімія: Підручник для 7-8 класів середньої школи. - 18-те вид. - М: Просвітництво, 1987. - С. 209-211. – 240 с. - 1630000 прим.
- Ходаков Ю.В., Епштейн Д.А., Глоріоз П.А. § 92. Якісна реакція на сірчану кислоту та її солі // Неорганічна хімія: Підручник для 7-8 класів середньої школи. - 18-те вид. - М: Просвітництво, 1987. - С. 212. - 240 с. - 1630000 прим.
- обличчя худруку балету Великого театру Сергію Філіну пліснули сірчаною кислотою
- Епштейн, 1979, с. 40
- Епштейн, 1979, с. 41
- див. статтю «Вулкани та клімат» (рус.)
- Російський архіпелаг - Чи винне людство у глобальній зміні клімату? (рус.)
Література
- Довідник сірчанокислотника, під ред. Малина, 2 видавництва, М., 1971
- Епштейн Д. А. Загальна хімічна розробка. - М: Хімія, 1979. - 312 с.
Посилання
- Стаття "Сірчана кислота" (Хімічна енциклопедія)
- Щільність та значення pH сірчаної кислоти при t=20 °C
| Сульфати | |
|---|---|
|
Алюм (KAl(SO4)2 12H2O) Амоній сульфату алюмінію ((NH4)Al(SO4)2) Амоній-залізо сульфат (NH4Fe(SO4)2) Амоній-залізо(II) сульфат (22) Амоній-залізо(III) сульфат (NH4Fe(SO4)2) Амоній-церій(IV) сульфат ((NH4)4Ce(SO4)4) Гептагідрат сульфату магнію (MgSO4) Гідросульфат амонію ((NH4)HSO4) Гідросульфат калію (KHSO4) Гідросульфат натрію (Na (K2S2O7) Дисульфат натрію (Na2S2O7) Заліза(III) основний сульфат ((OH)2) Квасці Купорос Оксид-сульфат титану (TiOSO4) Олеум (H2SO4 xSO3) Піросерна кислота (H2S2O7) (H2SO2) Ac2(SO4)3) Сульфат алюмінію (Al2(SO4)3) Сульфат алюмонатрію (NaAl(SO4)2) Сульфат амонію ((NH4)2SO4) Сульфат барію (BaSO4) Сульфат берилію (BeSO4) Сульфат ванадію III) (V2(SO4)3) Сульфат вісмуту (Bi2(SO4)3) Сульфат гідроксиамонію ((NH3OH)2SO4) Сульфат заліза(II) (FeSO4) Сульфат заліза(III) (Fe2(SO4)3) Сульфат індія(III) ) (In2(SO4)3) Сульфат іридію(III) (Ir2(SO4)3) Сульфат кадмію (CdSO4) Сульфат калію (K2SO4) Сульфат кальцію (CaSO4) Сульфат кобальту(II) (CoSO4) Сульфат кобальту(III) (Co2 (SO4)3) Сульфат літію (Li2SO4) Сульфат магнію (MgSO4) Сульфат марганцю(II) (MnSO4) Сульфат марганцю(III) (Mn2(SO4)3) Сульфат міді(I) (Cu2SO4) Сульфат міді(II) (CuSO4 ) Сульфат натрію (Na2SO4) Сульфат нікелю(II) (NiSO4) Сульфат олова(II) (SnSO4) Сульфат празеодиму (Pr2(SO4)3) Сульфат ртуті(I) (Hg2SO4) Сульфат ртуті(II) (Hg II) (PbSO4) Сульфат срібла (Ag2SO4) Сульфат стронцію (SrSO4) Сульфат сурми (Sb2(SO4)3) Сульфат талію(I) (Tl2SO4) Сульфат талію(III) (Tl2(SO4)3) Сульфат тетрааммін Cu(NH3)4SO4) Сульфат титану(III) (Ti2(SO4)3) Сульфат титану(IV) (Ti(SO4)2) Сульфат урану (U(SO4)2) Сульфат уранілу (UO2SO4) Сульфат хрому(III) ( Cr2(SO4)3) Сульфат хрому(III)-калію (KCr(SO4)2) Сульфат цезію (Cs2SO4) Сульфат церію(IV) (Ce(SO4)2) Сульфат цинку (ZnSO4) Сульфат цирконію (Zr(SO4)2 ) |
сірчана кислота, сірчана кислота вікіпедія, сірчана кислота гідроліз, сірчана кислота її вплив 1, сірчана кислота клас небезпеки, сірчана кислота купити в Україні, сірчана кислота застосування, сірчана кислота роз'їдає, сірчана кислота з водою, сірчана кислота формула
Сірчана кислота Інформація Про
У концентрованій сірчаній кислоті окислювачем є не катіон водню, а сильніший окислювач – сульфат-іон, який у розведеній сірчаній кислоті не проявляє себе як окислювач через сильну гідратацію, і, як наслідок – малорухливість.
Н 2 SO 4 (конц.) окислює всі метали у ряді стандартних електродних потенціалів до срібла включно.
S 6+ (SO 4 2-) + ne S 2- (H 2 S), S o (S), S 4+ (SO 2)
Цим процесам відновлення сірчаної кислоти відповідають такі іонно-електронні рівноважні напівреакції:
SO 4 2- + 4H + +2e ↔ SO 2 + 2H 2 O E o = +0,17B
SO 4 2- + 10H + +8e ↔ H 2 S + 4H 2 O E o = +0,31B
SO 4 2- + 8H + +6e ↔ S + 4H 2 O E o = +0,36B
Використовувати дані значення ОВПОТ некоректно, т.к. концентрація сірчаної кислоти значно перевищує 1моль/л
Cхематично реакції окислення металів у конц. Н 2 SO 4 можна записати у вигляді:
Ме + Н 2 SO 4 (конц.) = Ме х (SO 4) y + Н 2 Про + (H 2 S, S, SO 2)
H 2 SіSвиділяються у разі активних металів до цинку включно (Е про ме Е про Zn ).
SO 2 виділяється при взаємодії металів, що стоять у таблиці СЕП, нижче цинку (Е про ме Е про Zn ).
Необхідно пам'ятати, що при зміні умов реакція для того самого металу можна отримати різні продукти, так що запропонована схема є до певної міри умовною. Наприклад, при тривалому нагріванні взаємодія алюмінію з конц. сірчаною кислотою може йти до утворення не тільки сірки, а й сірководню:
Al + Н 2 SO 4 (конц.) = Al 2 (SO 4) 3 + Н 2 Про + S
Al + Н 2 SO 4 (конц.) = Al 2 (SO 4) 3 + Н 2 Про + H 2 S
З лужними металами сірчана кислота конц. та розб. взаємодіє однаково за реакцією: Na + Н 2 SO 4 (розб., Конц.) = Na 2 SO 4 + Н 2 Про + H 2 S
Існують особливості взаємодії свинцю із сірчаною кислотою - утворюється кисла розчинна сіль – гідросульфат свинцю:
Pb + 3H 2 SO 4 (конц.) = Pb(HSO 4) 2 + 2Н 2 Про + SО 2
До кожної реакції необхідно скласти рівняння іонно-електронного балансу та розставити коефіцієнти. Концентрована сірчана кислота - сильний окислювач і окислює метали, що стоять у таблиці СЕПОТ до срібла включно.
Слід мати на увазі, що метали, що виявляють різні ступені окислення, у разі кислот, в яких окислювачем є катіон водню, окислюються до нижчих ступенів окислення, а в кінці. Н 2 SO 4 - до вищих. Наприклад, залізо:
Fe + Н 2 SO 4 (розб.) = FeSO 4 + H 2
2Fe +6Н 2 SO 4 (конц.) = Fe 2 (SO 4) 3 +6Н 2 Про + 3SО 2 (при нагріванні)
Друга реакція йде лише за нагрівання. У холодному кінці. Н 2 SO 4 залізо, а також алюміній, хром, марганець пасивуються. Реакцію пасивації можна написати так:
2Fe + 3Н 2 SO 4 (конц.) = Fe 2 O 3 + 3Н 2 Про +3SО 2 (на холоді)
Взаємодія концентрованої сірчаної з неметалами-відновниками.
Під поняттям «неметали-відновники» мають на увазі як атоми неметалів, а й їхні іони, наприклад галогенид-ионы, які у різною мірою виявляють відновлювальні властивості. Залежно від сили відновника (значення системи ОВПОТ) сірчана кислота може відновлюватися до діоксиду сірки або сірководню (у разі такого сильного відновника, як іон йоду).
Наприклад:
3S +2Н 2 SO 4 = 3SО 2 + 2Н 2 О
C +2Н 2 SO 4 = 2SО 2 + CO 2 + 2Н 2 О
HCl + Н 2 SO 4 не йде реакція, т.к. хлорид-іон – слабкий відновник
HBr + Н 2 SO 4 = Br 2 + SО 2 + Н 2 О
HI + Н 2 SO 4 = I 2 + H 2 S + H 2 O
Фізичні властивості
Чиста 100% сірчана кислота (моногідрат) являє собою безбарвну маслянисту рідину, що застигає в кристалічну масу при +10 °С. Реактивна сірчана кислота зазвичай має щільність 1,84 г/см 3 і містить близько 95 % H 2 SO 4 . Твердить вона лише нижче -20 °С.
Температура плавлення моногідрату дорівнює 10,37 ° С при теплоті плавлення 10,5 кДж/моль. У звичайних умовах він є дуже в'язкою рідиною з дуже високим значенням діелектричної проникності (e = 100 при 25 °С). Незначна власна електролітична дисоціація моногідрату протікає паралельно за двома напрямками: [Н 3 SO 4 + ]·[НSO 4 - ] = 2·10 -4 і [Н 3 О + ]·[НS 2 О 7 - ] = 4·10 - 5 . Його молекулярно-іонний склад може бути приблизно охарактеризований такими даними (в %):
H 2 SO 4 HSO 4 - H 3 SO 4 + H 3 O + HS 2 O 7 - H 2 S 2 O 7
99,50,180,140,090,050,04
При додаванні навіть малих кількостей води переважає дисоціація за схемою:Н 2 Про + Н 2 SО 4<==>Н 3 Про+ + НSO 4 -
Хімічні властивості
H 2 SO 4 – сильна двоосновна кислота.
H 2 SO 4<-->H++ HSO 4 -<-->2H + + SO 4 2-
Перший ступінь (для середніх концентрацій) призводить до 100% дисоціації:
K2 = ( · ) / = 1,2 · 10-2
1) Взаємодія з металами:
a) розбавлена сірчана кислота розчиняє тільки метали, що стоять у ряді напруг лівіше водню:
Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (розб) --> Zn +2 SO 4 + H 2 O
b) концентрована H 2 +6 SO 4 - сильний окисник; при взаємодії з металами (крім Au, Pt) може відновлюватися до S +4 O 2 , S 0 або H 2 S -2 (без нагрівання також не реагують Fe, Al, Cr - пасивуються):
- 2Ag 0 + 2H 2 +6 SO 4 --> Ag 2 +1 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O
- 8Na 0 + 5H 2 +6 SO 4 --> 4Na 2 +1 SO 4 + H 2 S -2 + 4H 2 O
- 2) концентрована H 2 S +6 O 4 реагує при нагріванні з деякими неметалами за рахунок своїх сильних окисних властивостей, перетворюючись на сполуки сірки більш низького ступеня окиснення, (наприклад, S +4 O 2):
З 0 + 2H 2 S +6 O 4 (конц) --> C +4 O 2 + 2S +4 O 2 + 2H 2 O
S 0 + 2H 2 S +6 O 4 (конц) --> 3S +4 O 2 + 2H 2 O
- 2P 0 + 5H 2 S +6 O 4 (кінець) --> 5S +4 O 2 + 2H 3 P +5 O 4 + 2H 2 O
- 3) з основними оксидами:
CuO + H 2 SO 4 --> CuSO4 + H2O
CuO + 2H + --> Cu 2+ + H 2 O
4) із гідроксидами:
H 2 SO 4 + 2NaOH --> Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H + + OH - --> H 2 O
H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 --> CuSO 4 + 2H 2 O
- 2H + + Cu(OH) 2 --> Cu 2+ + 2H 2 O
- 5) обмінні реакції із солями:
BaCl 2 + H 2 SO 4 --> BaSO 4 + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- --> BaSO 4
Утворення білого осаду BaSO 4 (нерозчинного в кислотах) використовується для ідентифікації сірчаної кислоти та розчинних сульфатів.
MgCO 3 + H 2 SO 4 --> MgSO 4 +H 2 O + CO 2 H 2 CO 3
Моногідрат (чиста, 100% сірчана кислота) є іонізуючим розчинником, що має кислотний характер. У ньому добре розчиняються сульфати багатьох металів (переходячи при цьому в бісульфати), тоді як солі інших кислот розчиняються, як правило, лише за можливості їх сольволізу (з переведенням у бісульфати). Азотна кислота поводиться в моногідраті як слабка основа HNO 3 + 2 H 2 SO 4<==>H 3 O + + NO 2 + + 2 HSO 4 - хлорна - як дуже слабка кислотаH 2 SO 4 + HClO 4 = H 3 SO 4 + + ClO 4 - Фторсульфонова та хлорсульфонова виявляються кислотами дещо сильнішими (HSO 3 F > HSO 3 Cl > HClO 4). Моногідрат добре розчиняє багато органічних речовин, що мають у своєму складі атоми з неподіленими електронними парами (здатними до приєднання протона). Деякі з них можуть бути виділені назад у незміненому стані шляхом простого розведення розчину водою. Моногідрат має високе значення кріоскопічної константи (6,12°) і ним іноді користуються як середовищем для визначення молекулярних ваг.
Концентрована H2SO4 є досить сильним окислювачем, особливо при нагріванні (відновлюється зазвичай до SO2). Наприклад, вона окислює HI і частково HВr (але не HСl) до вільних галогенів. Окислюються нею і багато металів - Cu, Hg та ін (тоді як золото і платина по відношенню до H 2 SO 4 стійкі). Так взаємодія з міддю йде за рівнянням:
Cu + 2 H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + H 2 O
Діючи як окислювач, сірчана кислота зазвичай відновлюється до SO 2 . Однак найбільш сильними відновниками вона може бути відновлена до S і навіть H 2 S. З сірководнем концентрована сірчана кислота реагує за рівнянням:
H 2 SO 4 + H 2 S = 2H 2 O + SO 2 + S
Слід зазначити, що вона частково відновлюється газоподібним воднем і тому не може застосовуватися для його осушення.
Мал. 13.
Розчинення концентрованої сірчаної кислоти у воді супроводжується значним виділенням тепла (і деяким зменшенням загального обсягу системи). Моногідрат майже не проводить електричного струму. Навпаки, водні розчини сірчаної кислоти є добрими провідниками. Як бачимо на рис. 13, максимальну електропровідність має приблизно 30%-на кислота. Мінімум кривої відповідає гідрату складу H2SO4H2O.
Виділення тепла при розчиненні моногідрату у воді становить (залежно від кінцевої концентрації розчину) до 84 кДж/моль H 2 SO 4 . Навпаки, змішуванням 66% сірчаної кислоти, попередньо охолодженої до 0 ° С, зі снігом (1:1 по масі) може бути досягнуто зниження температури, до -37 ° С.
Зміна густини водних розчинів H 2 SO 4 з її концентрацією (вага. %) дано нижче:
Як видно з цих даних, визначення щільності концентрації сірчаної кислоти вище 90 вагу. % стає дуже неточним. Тиск водяної пари над розчинами H 2 SO 4 різної концентрації за різних температур показано на рис. 15. Як осушувач сірчана кислота може діяти лише до тих пір, поки тиск водяної пари над її розчином менше, ніж його парціальний тиск в газі, що осушується.
Мал. 15.
Мал. 16. Температури кипіння над розчинами H2SO4. розчинів H2SO4.
При кип'ятінні розведеного розчину сірчаної кислоти з нього відганяється вода, причому температура кипіння підвищується до 337 °С, коли починає переганятися 98,3 % H 2 SO 4 (рис. 16). Навпаки, з більш концентрованих розчинів випаровується надлишок сірчаного ангідриду. Пар киплячої при 337 °С сірчаної кислоти частково дисоційований на H 2 O і SO 3 які знову з'єднуються при охолодженні. Висока температура кипіння сірчаної кислоти дозволяє використовувати її для виділення при нагріванні легколетких кислот із їх солей (наприклад, HCl з NaCl).
Отримання
Моногідрат може бути отриманий кристалізацією концентрованої сірчаної кислоти при -10 °С.
Виробництво сірчаної кислоти.
- 1-ша стадія. Пекти для випалу колчедану.
- 4FeS 2 + 11O 2 --> 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q
Процес гетерогенний:
- 1) подрібнення залізного колчедану (піриту)
- 2) метод "киплячого шару"
- 3) 800 ° С; відведення зайвого тепла
- 4) збільшення концентрації кисню у повітрі
- 2-я стадія. Після очищення, осушення та теплообміну сірчистий газ надходить у контактний апарат, де окислюється в сірчаний ангідрид (450°С - 500°С; каталізатор V 2 O 5):
- 2SO 2 + O 2
- 3-тя стадія. Поглинальна вежа:
nSO 3 + H 2 SO 4 (конц) --> (H 2 SO 4 · nSO 3)(олеум)
Воду використовувати не можна через утворення туману. Застосовують керамічні насадки та принцип протитечії.
Застосування.
Пам'ятайте! Сірчану кислоту потрібно вливати малими порціями у воду, а не на оборот. Інакше може статися бурхлива хімічна реакціяв результаті якої людина може отримати сильні опіки.
Сірчана кислота - одна з основних продуктів хімічної промисловості. Йде на виробництво мінеральних добрив (суперфосфат, сульфат амонію), різних кислот та солей, лікарських та миючих засобів, барвників, штучних волокон, вибухових речовин. Застосовується в металургії (розкладання руд, напр. уранових), для очищення нафтопродуктів, як осушувач та ін.
Практично важлива та обставина, що дуже міцна (понад 75 %) сірчана кислота не діє на залізо. Це дозволяє зберігати та перевозити її в сталевих цистернах. Навпаки, розведена H2SO4 легко розчиняє залізо з виділенням водню. Окисні властивості для неї зовсім не характерні.
Міцна сірчана кислота енергійно поглинає вологу і тому часто застосовується для осушення газів. Від багатьох органічних речовин, Що містять у своєму складі водень та кисень, вона забирає воду, що нерідко використовується в техніці. З цим же (а також з окислювальними властивостями міцної H 2 SO 4) пов'язано її руйнівну дію на рослинні та тваринні тканини. Сірчану кислоту, що випадково потрапила при роботі на шкіру або сукню, слід відразу ж змити великою кількістюводи, потім змочити постраждале місце розведеним розчином аміаку і знову промити водою.
Є однією з найвідоміших і найпоширеніших хімічних сполук . Пояснюється це насамперед її яскраво вираженими властивостями. Її формула – H2SO4. Це двоосновна кислота, що має вищу сірку +6.
За звичайних умов сірчана кислота є рідиною без запаху і кольору, що має маслянисті властивості. Вона набула досить широкого поширення в техніці та різних галузях виробництва.
На даний момент ця речовина є однією з найважливіших та найпоширеніших продуктів хімічної промисловості. У природі поклади самородної сірки трапляються негаразд часто, зазвичай, вона трапляється лише у сполуках коїться з іншими речовинами. Зараз розвивається видобуток сірки з різних сполук, у тому числі різноманітних промислових відходів. У деяких випадках навіть гази можуть бути пристосовані для отримання сірки та різних з'єднань з нею.
Властивості
Сірчана кислота згубно впливає на будь-які. Вона забирає з них воду дуже швидко, так що тканини та різні сполуки починають обвуглюватися. 100% кислота є однією з найсильніших, при цьому з'єднання не димить і не руйнує
Реагує з будь-якими металами, крім свинцю. У концентрованому вигляді починає окислювати багато елементів.
Використання сірчаної кислоти
Головним чином сірчана кислота застосовується в хімічній промисловості, де на її основі виробляють азотні і в тому числі суперфосфат, який на даний момент вважається одним з найбільш поширених добрив. Щорічно виробляють до кількох мільйонів тонн цієї речовини.
У металругії H2SO4 застосовується для перевірки якості виробів, що отримуються. При прокаті сталі можуть виникати мікротріщини, щоб їх виявити, деталь поміщають у свинцеву ванну і травлять 25%-м розчином кислоти. Після цього навіть дрібні тріщини можна побачити неозброєним поглядом.
Перед нанесенням гальванопокриттів на метал необхідно його попередньо підготувати – зачистити та знежирити. Так як сірчана кислота реагує з металами, вона розчиняє найтонший шар, а разом із ним видаляються будь-які сліди забруднення. Крім того, поверхня металу стає шорсткішою, що краще підходить для нанесення нікелевого, хромового або мідного покриття.
Сірчана кислота застосовується при обробці деяких руд, а також значну її кількість потрібно в нафтовій промисловості, де її застосовують головним чином для очищення різних продуктів. Вона часто використовується у хімічній промисловості, яка постійно розвивається. В результаті виявляються додаткові можливості та способи застосування. Ця речовина може використовуватися для виробництва свинцево-кислотних – різних акумуляторів.
Одержання сірчаної кислоти
Головною сировиною для отримання кислоти є сірка та різні сполуки на її основі. Крім того, як уже було сказано, зараз розвивається використання промислових відходів для одержання сірки. При окислювальному випалюванні сульфідних руд гази, що відходять, містять SO2. Його пристосовують для одержання сірчаної кислоти. Хоча в Росії, як і раніше, лідируючі позиції займають виробництва на основі переробки сірчаного колчедану, який спалюють у печах. При продуванні повітря через колчедан, що горить, утворюються пари з високим вмістом SO2. Для очищення від інших домішок та небезпечних пар застосовують електрофільтри. Зараз у виробництві активно використовуються різні способи одержання кислоти, і багато з них пов'язані з переробкою відходів, хоча висока частка традиційних виробництв.
Сірчиста кислота - це неорганічна двоосновна нестійка кислота середньої сили. Неміцна сполука відома лише у водних розчинах при концентрації не більше шести відсотків. При спробах виділити чисту сірчисту кислоту вона розпадається на оксид сірки (SO2) та воду (H2O). Наприклад, при дії сірчаної кислоти (H2SO4) у концентрованому вигляді на сульфіт натрію (Na2SO3) замість сірчистої кислоти виділяється оксид сірки (SO2). Ось так виглядає ця реакція:
Na2SO3 (сульфіт натрію) + H2SO4 (сірчана кислота) = Na2SO4 (сульфат натрію) + SO2 (сірки діоксид) + H2O (вода)
Розчин сірчистої кислоти
При його зберіганні необхідно унеможливити доступ повітря. Інакше сірчиста кислота, повільно поглинаючи кисень (O2), перетвориться на сірчану.
2H2SO3 (кислота сірчиста) + O2 (кисень) = 2H2SO4 (кислота сірчана)
Розчини сірчистої кислоти мають досить специфічний запах (нагадує запах, що залишається після запалення сірника), наявність якого можна пояснити присутністю оксиду сірки (SO2), хімічно не пов'язаного водою.
Хімічні властивості сірчистої кислоти
1. H2SO3) може використовуватися як відновник або окислювач.
H2SO3 є добрим відновником. З її допомогою можна з вільних галогенів одержати галогеноводи. Наприклад:
H2SO3 (кислота сірчиста) + Cl2 (хлор, газ) + H2O (вода) = H2SO4 (кислота сірчана) + 2HCl (соляна кислота)
Але при взаємодії з сильними відновниками ця кислота виконуватиме роль окислювача. Прикладом може бути реакція сірчистої кислоти з сірководнем:
H2SO3 (кислота сірчиста) + 2H2S (сірководень) = 3S (сірка) + 3H2O (вода)
2. Розглянуте нами хімічне з'єднанняутворює два - сульфіти (середні) та гідросульфіти (кислі). Ці солі є відновниками, як і (H2SO3) сірчиста кислота. За її окисленні утворюються солі сірчаної кислоти. При прожарюванні сульфітів активних металів утворюються сульфати та сульфіди. Це реакція самоокислення-самовосновлення. Наприклад:
4Na2SO3 (сульфіт натрію) = Na2S + 3Na2SO4 (сульфат натрію)
Сульфіти натрію та калію (Na2SO3 та K2SO3) застосовуються при фарбуванні тканин у текстильній промисловості, при відбілюванні металів, а також у фотографії. Кальцію гідросульфіт (Ca(HSO3)2), що існує тільки в розчині, використовується для переробки деревного матеріалу на спеціальну сульфітну целюлозу. З неї потім роблять папір.
Застосування сірчистої кислоти
Сірчиста кислота використовується:
Для знебарвлення вовни, шовку, деревини, паперу та інших аналогічних речовин, що не витримують відбілювання за допомогою сильніших окислювачів (наприклад, хлору);
Як консервант і антисептик, наприклад, для запобігання ферментації зерна при отриманні крохмалю або запобігання процесу бродіння в бочках вина;
Для збереження продуктів, наприклад, при консервуванні овочів та плодів;
У переробці в сульфітну целюлозу, з якої потім отримують папір. У цьому випадку використовується розчин гідросульфіту кальцію (Ca(HSO3)2), який розчиняє лігнін - особлива речовина, що зв'язує волокна целюлози.
Сірчиста кислота: отримання
Цю кислоту можна отримати за допомогою розчинення сірчистого газу (SO2) у воді (H2O). Вам знадобляться сірчана кислота в концентрованому вигляді (H2SO4), мідь (Cu) та пробірка. Алгоритм дій:
1. Обережно налийте в пробірку концентровану сірчисту кислоту і помістіть туди шматочок міді. Нагрійте. Відбувається наступна реакція:
Cu (мідь) + 2H2SO4 (сірчана кислота) = CuSO4 (сульфат сірки) + SO2 (сірчистий газ) + H2O (вода)
2. Потік сірчистого газу необхідно направити у пробірку з водою. При його розчиненні частково відбувається з водою, в результаті якої утворюється сірчиста кислота:
SO2 (сірчистий газ) + H2O (вода) = H2SO3
Отже, пропускаючи сірчистий газ через воду, можна одержати сірчисту кислоту. Варто врахувати, що цей газ має дратівливий вплив на оболонки. дихальних шляхівможе викликати їх запалення, а також втрату апетиту. При тривалому вдиханні можлива втрата свідомості. Поводитися з цим газом потрібно з граничною обережністю та уважністю.