Вступ

Сірчана кислота – найважливіший продукт основою хімічної промисловості. Серед мінеральних кислот, що виробляються хімічною промисловістю, сірчана кислота за обсягом виробництва та споживання посідає перше місце. Пояснюється це двома причинами: її дешевизною порівняно з усіма іншими кислотами та її властивостями. Сірчану кислоту застосовують у різних галузях народного господарства, оскільки вона має комплекс особливих властивостей, що полегшують її технологічне використання. Сірчана кислота не димить, у концентрованому вигляді не корродує чорні метали, здатна утворювати численні стійкі солі та є дешевою сировиною для різних виробництв. Найбільшим споживачем сірчаної кислоти в даний час є промисловість фосфорних та азотних мінеральних добрив, таких як сульфат амонію, амофос, суперфосфат та ін. Простий суперфосфат отримують обробкою апатитів та фосфоритів сірчаною кислотою. Застосування мінеральних добрив сприяє підвищенню врожайності сільськогосподарських культур та вмісту в них корисних речовин. Крім того, сірчана кислота застосовується для деяких кислот (фосфорної, соляної, оцтової), сульфатів, штучних волокон, лаків, фарб, пластмас, миючих засобів, вибухових речовин, лікарських препаратів, отрутохімікатів, а також при виробництві кольорових і рідкісних металів, спиртів , ефірів. Вона витрачається на очищення нафтопродуктів, як електроліт у кислотних акумуляторах, у машинобудуванні - на підготовку поверхні металів при нанесенні гальванічних покриттів. У металообробній промисловості сірчана кислота та її солі застосовують для травлення сталевих виробів. Перш, ніж знайти застосування речовини, спочатку докладно вивчають її фізичні та хімічні властивості. Після цього стають зрозумілими межі використання речовини.

Технологічна частина

Сірчана кислота: фізико-хімічні властивості, застосування

Фізичні властивості

Сірчана кислота H2SO4 - сильна двоосновна кислота, що відповідає найвищому ступеню окиснення сірки (+6). За звичайних умов концентрована сірчана кислота - важка масляниста рідина без кольору та запаху. У техніці сірчаної кислотою називають її суміші як із водою, і з сірчаним ангідридом SO3. Якщо молярне відношення SO3: H2O 1 - розчин SO3 в сірчаній кислоті (олеум). Реактивна сірчана кислота зазвичай має щільність 1,84 г/см3 і містить близько

95% H2SO4. 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). Стандартна ентальпія освіти ДH=298 кДж/моль. Стандартна енергія Гіббсу освіти ДG=298 кДж/моль. Стандартна ентропія освіти S = ​​298 Дж/моль K. Стандартна мольна теплоємність Cp = 298 Дж/моль K.

Хімічні властивості

Сірчана кислота - сильна двоосновна кислота, дисоціація її протікає двома ступенями:

H2SO4 = H+ + HSO4- - перший ступінь

HSO4 =H+ + SO42- - другий ступінь

У концентрованих розчинах дисоціація сірчаної кислоти по другому ступені незначна.

Сірчана кислота - найсильніша дегідратуюча (водовіднімна) речовина. Вона поглинає вологу з повітря (гігроскопічна), забирає воду від кристалогідратів:

H2SO4 конц. +CuSO4*5H2O блакитний = CuSO4 білий + 5H2O;

вуглеводів:

(обвуглює дерево та папір):

H2SO4конц. + C12H22O = 12C + 11H2O;

H2SO4 конц. + C2H5OH = CH2 = CH2 + H2O

Сірчана кислота виявляє всі властивості сильних кислот:

а) взаємодіє з основними оксидами, наприклад:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

б) з основами, наприклад:

2NaOH + H2SO4 = Na2 SO4 + 2H2O

в) витісняє інші кислоти з їх солей, наприклад ті, які слабші за неї:

CaCO3 + H2SO4 = CaSO4 + CO2 + H2O

або більш леткі (які мають температури кипіння нижче, ніж у сірчаної кислоти):

NaNO3тв. + H2SO4 конц = NaH SO4 + HNO3- при нагріванні.

В окислювально-відновних реакціях розбавлена ​​сірчана кислота виявляє властивості звичайної кислоти (неокислювач) - при цьому відновлюються іони Н+, наприклад: Fe + H2SO4, розб = Fe SO4 + H2. Розбавлена ​​H2SO4 не взаємодіє з металами, що стоять у ряді напруг правіше водню. Концентрована сірчана кислота – кислота-окислювач, при цьому відновлюється сірка (+6). Вона окислює метали, що стоять у ряді напруг правіше водню: Cu + 2 H2SO4конц = Cu SO4 + SO2 + 2H2O і метали, що стоять лівіше водню, при цьому сірка відновлюється до ступеня окиснення +4, 0 і -2:

Zn + 2 H2SO4 = Zn SO4 + SO2 + 2H2O (1.12) 3Zn + 4 H2SO4 = 3Zn SO4 + S + 4H2O

4Zn + 5 H2SO4 = 4Zn SO4 + H2S + 4H2O

Залізо, алюміній, хром концентрованою сірчаною кислотою пасивуються (не реагують), проте при сильному нагріванні реакція починається, наприклад:

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

Концентрована сірчана кислота окислює неметали, наприклад:

C + 2 H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O (1.16) S +2 H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

Концентрована сірчана кислота окислює також складні речовини, наприклад, HI і HBr:

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O;

солі заліза:

2Fe SO4 + 2 H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2H2O + SO2.

Сірчану кислоту випускають кількох сортів. Вони відрізняються концентрацією та кількістю домішок. Для виробництва медичних препаратів, особливо чистих реактивів для заливання акумуляторів потрібна чиста кислота. При травленні металів у виробництві суперфосфату можна скористатися кислотою, яка має деякі забруднення. Економічно це вигідно. Така кислота дешевша. Сірчанокислотна промисловість випускає так званий олеум, що використовується при виробництві деяких органічних препаратів, вибухових речовин. Олеум є розчином сірчаного ангідриду в сірчаній кислоті. Сорти олеуму розрізняються за концентрацією сірчаного ангідриду у сірчаній кислоті. Для деяких особливих цілей випускають олеум, що містить сірчаного ангідриду до 60%. Так, кислота сірчана технічна та олеум технічний (ГОСТ 2184-77) застосовуються у виробництві різних солей, кислот, різноманітних органічних продуктів, барвників, вибухових речовин, мінеральних добрив, як водовіднімальний та осушуючий засіб, у процесах нейтралізації, травлення та багатьох інших. Ці продукти не горючі і належать до речовин 2-го класу токсичності.

Сірчана кислота знаходить широке застосування. Найбільший споживач сірчаної кислоти – виробництво мінеральних добрив. На 1 т Р2О5 фосфорних добрив витрачається 2,2-3,4 т сірчаної кислоти, але в 1 т (NH4)2SO4 - 0,75 т сірчаної кислоти. Тому сірчанокислотні заводи прагнуть будувати в комплексі із заводами з виробництва мінеральних добрив. Сірчана кислота також використовується для отримання соляної, азотної, фосфорної, плавикової та багатьох органічних кислот методом обміну, органічних сульфосполуків, для очищення різних газів, входить до складу нітруючих сумішей, використовується у виробництві барвників, для заряджання акумуляторів, у металургії сірчану кислоту застосовують для виявлення мікротріщин у готовій продукції, на металообробних заводах сірчану кислоту використовують у цехах гальванопокриттів. Як відомо, перед нанесенням на металеві вироби електричним методом нікелю, хрому, міді їх потрібно ретельно очистити, протерти, знежирити і витримати нетривалий час у ванні з розчином сірчаної кислоти. При цьому вона розчиняє найтонший шар металу і з ним видаляються сліди забруднень. У той же час поверхня металу стає більш шорсткою: на ній з'являються мікроскопічні заглиблення та виступи. Електролітичні покриття до такої поверхні краще чіпляються і міцніше зчеплені з металом. Також сірчана кислота необхідна для переробки різних руд та копалин. При переробці руд рідкісних металів велике значення має кислотний спосіб розщеплення. Зазвичай для цієї мети використовують найдешевшу нелетючу сірчану кислоту. Подрібнену руду змішують у певній пропорції із сірчаною кислотою та нагрівають. Отриманий розчин і осад далі переробляють хімічним шляхом, виходячи з хімічних властивостей елемента, який потрібно виділити з розчину. На хімічну переробку руд рідкісних елементів витрачають тисячі тонн сірчаної кислоти. Велика кількість сірчаної кислоти потрібна нафтопереробній промисловості для очищення нафти та її різних фракцій. В органічному синтезі концентрована сірчана кислота – необхідний компонент при отриманні багатьох барвників та лікарських речовин. Широко застосовуються солі сірчаної кислоти. Сульфат натрію (глауберова сіль Nа2SO4 * 10Н2О) застосовується для виробництва соди та у скляній промисловості. Сульфат кальцію поширений у природі у вигляді двоводного кристалогідрату гіпсу (СаSO4 * 2Н2О) та безводної солі ангідриту (Са SO4). Ангідритові в'яжучі матеріали одержують шляхом випалювання гіпсового каменю при підвищених температурах (600-700 оС) з різними добавками. При цьому отримують оздоблювальний гіпсовий цемент та кальцинований гіпс (екстрих-гіпс). Ці матеріали тверднуть значно повільніше, ніж напівводний гіпс, і застосовуються для виготовлення будівельних розчинів і бетонів малої міцності, а також штучного мармуру, безшовних настилів підлоги та ін. Сульфат заліза (II), або залізний купорос (FеSO4*7Н2О) застосовується для приготування жовтої кров'яної солі (К4), чорнила, для очищення води та консервування дерева. Сульфат міді, або мідний купорос (СuSO4 * 5Н2О) застосовується для боротьби з різними грибками - шкідниками сільського господарства, для виробництва мідних покриттів та отримання різних сполук міді. З розчинів, що містять сульфат тривалентного металу (Fе3+, Аl3+, Сг3+) і сульфат одновалентного металу (К+, NН4+, Rb+), викристалізовуються подвійні солі типу К2 SO4Al2(SO4)32*4H2O або КАl(SO4)3*1. Замість калію та алюмінію можуть стояти у будь-якому поєднанні перелічені елементи. Ці сполуки називаються галуном. Гали існують тільки в твердому вигляді. У розчині вони поводяться як дві самостійні солі, тобто як суміш сульфатів одно-і тривалентних металів. Розбавлені розчини сірчаної кислоти та її солей застосовують у текстильній, а також в інших галузях легкої промисловості. У харчовій промисловості сірчана кислота застосовується для отримання крохмалю, патоки та інших продуктів. У електротехніці вона використовується як електроліт в акумуляторах. Сірчану кислоту використовують для осушення газів та при концентрації кислот. Нарешті, сірчану кислоту застосовують як компонент реакційного середовища у процесах нітрування, зокрема, при отриманні вибухових речовин.

Способи одержання сірчаної кислоти

Ще XIII в. сірчану кислоту отримували в незначних кількостях термічним розкладанням залізного купоросу FeSO4, тому і зараз один із сортів сірчаної кислоти називається купоросною олією, хоча вже давно сірчана кислота не виготовляється з купоросу.

В даний час сірчана кислота виробляється двома способами: нітрозним, що існує понад 200 років, і контактним, освоєним у промисловості наприкінці XIX і на початку XX ст.

Залежно від того, як здійснюється процес окиснення SO2 в SO3, розрізняють два основні методи одержання сірчаної кислоти. У контактному методі отримання сірчаної кислоти процес окиснення SO2 SO3 проводять на твердих каталізаторах. Триоксид сірки переводять у сірчану кислоту на останній стадії процесу - абсорбції триоксиду сірки, яку спрощено можна уявити рівнянням реакції: SO3 + H2O = H2SO4

При проведенні процесу за нітрозним (баштовим) методом як переносник кисню використовують оксиди азоту. Окислення діоксиду сірки здійснюється в рідкій фазі і кінцевим продуктом є сірчана кислота: SO2 + N2O3 + H2O = H2SO4 + 2NO

Нині у промисловості переважно застосовують контактний метод отримання сірчаної кислоти, що дозволяє використовувати апарати з більшою інтенсивністю.

Характеристика вихідної сировини

Сировинна база виробництва сірчаної кислоти - сірковмісні сполуки, з яких можна отримати діоксид сірки. У промисловості близько 80% сірчаної кислоти одержують із природної сірки та залізного (сірчаного) колчедану. Значне місце у сировинному балансі займають гази кольорової металургії. Деякі виробництва використовують як сировину сірководень, що утворюється при очищенні сірки в нафтопереробці.

Вихідними реагентами для отримання сірчаної кислоти можуть бути елементна сірка та сірковмісні сполуки, з яких можна отримати або сірку, або діоксид сірки. Традиційно основними джерелами сировини є сірка та залізний (сірчаний) колчедан. Близько половини сірчаної кислоти отримують із сірки, третину – з колчедану. Значне місце у сировинному балансі займають гази кольорової металургії, що містять діоксид сірки. У той же час гази, що відходять - найбільш дешева сировина, низькі оптові ціни і на колчедан, найбільш дорогою сировиною є сірка. Отже, для того щоб виробництво сірчаної кислоти з сірки було економічно доцільно, повинна бути розроблена схема, в якій вартість її переробки буде істотно нижчою від вартості переробки колчедану або газів, що відходять.

Сірчана кислотаH 2 SO 4 - Нелетюча важка рідина, добре розчинна у воді (при нагріванні). t пл. = 10,3 ° C, t кіп. = 296 ° С,

Відмінно вбирає вологу, тому часто виступає як осушувач.

Виробництво сірчаної кислоти H 2 SO 4 .

Виробництво сірчаної кислотиє контактний процес. Його можна розділити на 3 етапи:

1. Отримання SO 2шляхом спалювання сірки або випалом сульфідів.

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q,

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 ,

У реакціях з лугами або основними оксидами утворює сульфати або гідрофільфати:

CaO + H 2 SO 4(розб) = ЗaSO 4 + H 2 O,

Na 2 O + H 2 SO 4(розб) = NaHSO 4 + NaOH,

Необхідно відзначити, що сульфат барію є нерозчинним сульфатом, тому його використовують як індикатор на присутність сульфат-іонів.

КонцентрованаH 2 SO 4 окислює мідь, срібло, вуглець та фосфор:

2Ag + 2H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O,

Концентрована H 2 SO 4 за звичайних умов не взаємодіє з Al, Cr, Fe, але при нагріванні входить у реакцію.

Концентрована H 2 SO 4 швидко вступає у реакцію з водою, виділяючи при цьому величезну кількість тепла.

Кислоти з металом є специфічним для даних класів з'єднань. У її ході протон водню відновлюється і зв'язується з кислотним аніоном замінюється на катіон металу. Це приклад реакції з утворенням солі, хоча існує і кілька типів взаємодій, що не підкоряються цьому принципу. Вони протікають як окисно-відновні та не супроводжуються виділенням водню.

Принципи реакцій кислот із металами

Усі реакції з металом призводять до утворення солей. Винятком є, мабуть, лише реакція благородного металу з царською горілкою, сумішшю соляної та будь-яка інша взаємодія кислот з металами призводить до утворення солі. Якщо кислота не є ні сірчаною концентрованою, ні азотною, то в якості продукту вищеплюється молекулярний водень.

Але коли реакцію вступає концентрована сірчана кислота, взаємодія з металами протікає за принципом окислювально-відновного процесу. Тому експериментально було виділено два типи взаємодій типових металів та міцних неорганічних кислот:

• взаємодія металів із розведеними кислотами;
• взаємодія із концентрованою кислотою.

Реакції за першим типом протікають із будь-якою кислотою. Винятком є ​​лише концентрована та азотна кислота будь-якої концентрації. Вони реагують за другим типом і призводять до утворення солей та продуктів відновлення сірки та азоту.

Типові взаємодія кислот із металами

Метали, розташовані лівіше водню в стандартному електрохімічному ряду, реагують з іншими кислотами різної концентрації за винятком азотної з утворенням солі та виділенням молекулярного водню. Метали, розташовані правіше водню серед електронегативності, що неспроможні реагувати із зазначеними вище кислотами і взаємодіють лише з азотної кислотою незалежно від її концентрації, з концентрованою сірчаною кислотою і з царської горілкою. Це типова взаємодія кислот із металами.

Реакції металів із концентрованою сірчаною кислотою

Реакції з розведеною азотною кислотою

Розбавлена ​​азотна кислота реагує з металами, розташованими лівіше і правіше водню. В ході реакції з активними металами утворюється аміак, який відразу розчиняється і взаємодіє з нітрат-аніоном, утворюючи ще одну сіль. З металами середньої активності кислота реагує із виділенням молекулярного азоту. З малоактивною реакція протікає з виділенням оксиду 2-валентного азоту. Найчастіше утворюється кілька продуктів відновлення сірки на одній реакції. Приклади реакцій запропоновані у графічному додатку нижче.

Реакції із концентрованою азотною кислотою

У разі окислювачем також виступає азот. Всі реакції закінчуються утворенням солі та виділенням Схеми протікання окисно-відновних реакцій запропоновані на графічному додатку. При цьому на окрему увагу заслуговує реакція з малоактивними елементами. Така взаємодія кислот із металами неспецифічна.

Реакційна здатність металів

Метали вступають у реакції з кислотами досить охоче, хоча є кілька інертних речовин. Це й елементи, що мають високий стандартний електрохімічний потенціал. Існує ряд металів, побудований на підставі даного показника. Він називається поруч електронегативності. Якщо метал стоїть у ньому лівіше водню, він здатний вступати у реакцію з розведеною кислотою.

Існує лише один виняток: залізо та алюміній за рахунок утворення на їх поверхні 3-валентних оксидів не можуть реагувати з кислотою без нагрівання. Якщо суміш підігрівається, то спочатку реакцію вступає оксидна плівка металу, а потім він сам розчиняється в кислоті. Метали, розташовані правіше водню в електрохімічному ряду активності, що неспроможні реагувати з неорганічної кислотою, зокрема і з розведеної сірчаної. Винятків із правил два: ці метали розчиняються в концентрованій та розведеній азотній кислоті та царській горілці. В останній не можуть бути розчинені лише родій, рутеній, іридій та осмій.

ОВР у статті спеціально виділені кольором. Зверніть на них особливу увагу. Ці рівняння можуть потрапити до ЄДІ.

Розведена сірчана веде себе, як і решта кислот, окислювальні свої можливості ховає:

І ще, що треба пам'ятати про розведену сірчану кислоту: вона не реагує зі свинцем. Шматок свинцю, кинутий у розведену H2SO4, покривається шаром нерозчинного (див. таблицю розчинності) сульфату свинцю і реакція моментально припиняється.

Окислювальні властивості сірчаної кислоти

- важка масляниста рідина, не летюча, не має смаку та запаху

За рахунок сірки в ступені окислення +6(вища) сірчана кислота набуває сильних окисних властивостей.

Правило для завдання 24 (старий А24) при приготуванні розчинів сірчаної кислоти ніколи не можна в неї лити воду. Концентровану сірчану кислоту потрібно тонким струмком вливати у воду, постійно помішуючи.

Взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з металами

Ці реакції строго стандартизовані і йдуть за схемою:

H2SO4(конц.) + метал → сульфат металу + H2O + продукт відновленої сірки.

Є два нюанси:

1) Алюміній, залізоі хромз H2SO4 (конц) в нормальних умовах не реагують через пасивацію. Потрібно нагріти.

2) З платиноюі золотом H2SO4 (Конц) не реагує взагалі.

Сіркав концентрованої сірчаної кислоти- Окислювач

• отже, сама відновлюватиметься;
• те, наскільки окиснення буде відновлюватися сірка, залежить від металу.

Розглянемо діаграму ступенів окиснення сірки:

• До -2 сірку можуть відновити тільки дуже активні метали — у ряді напруг до алюмінію включно.

Реакції будуть ось так:

8Li + 5H 2 SO 4( кінець .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O+H 2 S

4Mg + 5H 2 SO 4( кінець .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S

8Al + 15H 2 SO 4( кінець .) (t)→ 4Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S

• при взаємодії H2SO4 (конц) з металами у ряді напруг після алюмінію, але до заліза, тобто з металами із середньою активністю сірка відновлюється до 0 :

3Mn + 4H 2 SO 4( кінець .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O+S↓

2Cr + 4H 2 SO 4( кінець .) (t)→ Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓

3Zn + 4H 2 SO 4( кінець .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓

• всі інші метали, починаючи із залізау ряді напруг (включаючи ті, що після водню, крім золота та платини, звичайно), можуть відновити сірку лише до +4. Тому що це малоактивні метали:

2 Fe + 6 H 2 SO 4(конц.) ( t)→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 SO 2

(Зверніть увагу, що залізо окислюється до +3, до максимально можливого, вищого ступеня окислення, так як воно має справу з сильним окислювачем)

Cu + 2H 2 SO 4( кінець .) → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2

2Ag + 2H 2 SO 4( кінець .) → Ag 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2

Звісно, ​​все відносно. Глибина відновлення залежатиме від багатьох факторів: концентрації кислоти (90%, 80%, 60%), температури тощо. Тому вже точно передбачити продукти не можна. Наведена вище таблиця теж має свій відсоток приблизно, але користуватися нею можна. Ще необхідно пам'ятати, що в ЄДІ, коли продукт відновленої сірки не вказаний, і метал не відрізняється особливою активністю, швидше за все, укладачі мають на увазі SO 2 . Потрібно дивитися по ситуації та шукати зачіпки в умовах.

SO 2 – це взагалі найчастіший продукт ОВР за участю конц. сірчаної кислоти.

H2SO4 (конц) окислює деякі неметали(які виявляють відновлювальні властивості), як правило, до максимального - вищого ступеня окиснення (утворюється оксид цього неметалу). Сірка у своїй також відновлюється до SO 2:

C + 2H 2 SO 4( кінець .) → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2

2P + 5H 2 SO 4( кінець .) → P 2 O 5 + 5H 2 O + 5SO 2

Свіжоутворений оксид фосфору (V) реагує з водою, виходить ортофосфорна кислота. Тому реакцію записують одразу:

2P + 5H 2 SO 4( кінець ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O + 5SO 2

Те саме з бором, він перетворюється на ортоборну кислоту:

2B + 3H 2 SO 4( кінець ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Дуже цікава взаємодія сірки зі ступенем окислення +6 (у сірчаній кислоті) з «іншою» сіркою (що знаходиться в іншій сполукі). У рамках ЄДІ розглядається взаємодія H2SO4 (конц) із сіркою (простою речовиною) та сірководнем.

Почнемо із взаємодії сірки (простої речовини) з концентрованою сірчаною кислотою. У простій речовині ступінь окиснення 0, кислоті +6. У цій ОВР сірка +6 окислюватиме сірку 0. Подивимося на діаграму ступенів окиснення сірки:

Сірка 0 окислюватиметься, а сірка +6 відновлюватиметься, тобто знижуватиме ступінь окислення. Виділятиметься сірчистий газ:

2 H 2 SO 4(конц.) + S → 3 SO 2 + 2 H 2 O

Але у випадку із сірководнем:

Утворюється і сірка (проста речовина), і сірчистий газ:

H 2 SO 4( кінець .) + H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O

Цей принцип часто може допомогти у визначенні продукту ОВР, де окислювач і відновник – той самий елемент, у різних ступенях окислення. Окислювач та відновник «ідуть назустріч один одному» за діаграмою ступенів окиснення.

H2SO4 (конц) , так чи інакше, взаємодіє з галогенідами. Тільки тут треба розуміти, що фтор і хлор – «самі з вусами» і з фторидами та хлоридами ОВР не протікає, проходить звичайний іонно-обмінний процес, у ході якого утворюється газоподібний галогеноводород:

CaCl 2 + H 2 SO 4(конц.) → CaSO 4 + 2HCl

CaF 2 + H 2 SO 4 (конц.) → CaSO 4 + 2HF

А ось галогени у складі бромідів та йодидів (як і у складі відповідних галогеноводородів) окислюються до вільних галогенів. Тільки от сірка відновлюється по-різному: іодид є більш сильним відновником, ніж бромід. Тому йодид відновлює сірку до сірководню, а бромід до сірчистого газу:

2H 2 SO 4( кінець .) + 2NaBr → Na 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2 + Br 2

H 2 SO 4( кінець .) + 2HBr → 2H 2 O + SO 2 + Br 2

5H 2 SO 4( кінець .) + 8NaI → 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

H 2 SO 4( кінець .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

Хлороводень та фтороводород (як і їх солі) стійкі до окислюючої дії H2SO4 (конц).

І, нарешті, останнє: для концентрованої сірчаної кислоти це унікально, більше ніхто так не може. Вона має водовіднімною властивістю.

Це дозволяє використовувати концентровану сірчану кислоту різним чином:

По-перше, осушення речовин. Концентрована сірчана кислота забирає воду від речовини і вона стає сухим.

По-друге, каталізатор у реакціях, в яких відщеплюється вода (наприклад, дегідратація та етерифікація):

H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (конц.)) → H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O

H 3 C–CH 2 –OH (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 2 C =CH 2 + H 2 O

Кожна людина на уроках хімії вивчала кислоти. Вона з них називається сірчаною кислотою та позначається НSO 4 . Про те, які властивості сірчаної кислоти, розповість наша стаття.

Фізичні властивості сірчаної кислоти

Чиста сірчана кислота або моногідрат - безбарвна масляниста рідина, яка застигає в кристалічну масу при температурі +10°С. Сірчана кислота, призначена для реакцій, містить 95% H 2 SO 4 має щільність 1,84г/см 3 . 1 літр такої кислоти важить 2 кг. Твердить кислота при температурі -20°С. Теплоті плавлення 10,5 кДж/моль за нормальної температури 10,37°С.

Властивості концентрованої сірчаної кислоти різноманітні. Наприклад, при розчиненні цієї кислоти у воді буде виділено велику кількість теплоти (19ккал/моль) унаслідок утворення гідратів. Ці гідрати можна виділити з розчину за низьких температур у твердому вигляді.

Сірчана кислота – це один із найголовніших продуктів у хімічній промисловості. Вона призначена для виробництва мінеральних добрив (сульфат амонію, суперфосфат), різноманітних солей та кислот, миючих та лікарських засобів, штучних волокон, барвників, вибухових речовин. Також сірчана кислота має застосування у металургії (наприклад, розкладання уранових руд), для очищення нафтопродуктів, для осушення газів тощо.

Хімічні властивості сірчаної кислоти

Хімічні властивості сірчаної кислоти такі:

1. Взаємодія з металами:
   • розведена кислота розчиняє ті метали, які стоять лівіше водню у низці напруг, наприклад H 2 +1 SO 4 + Zn 0 = H 2 O + Zn +2 SO 4 ;
   • окисні властивості сірчаної кислоти великі. При взаємодії з різними металами (крім Pt, Au) вона може відновлюватися до H 2 S -2 , S +4 O 2 або S 0 наприклад:
   • 2H 2 +6 SO 4 + 2Ag 0 = S +4 O 2 + Ag 2 +1 SO 4 + 2H 2 O;
   • 5H 2 +6 SO 4 +8Na 0 = H 2 S -2 + 4Na 2 +1 SO 4 + 4H 2 O;
2. Концентрована кислота H 2 S +6 O 4 також реагує (при нагріванні) з деякими неметалами, перетворюючись при цьому на сполуки сірки з нижчим ступенем окислення, наприклад:
   • 2H 2 S +6 O 4 + З 0 = 2S +4 O 2 + C +4 O 2 + 2H 2 O;
   • 2H 2 S +6 O 4 + S 0 = 3S +4 O 2 + 2H 2 O;
   • 5H 2 S +6 O 4 + 2P 0 = 2H 3 P +5 O 4 + 5S +4 O 2 + 2H 2 O;
3. З основними оксидами:
   • H 2 SO 4 + CuO = CuSO 4 + H 2 O;
4. З гідроксидами:
   • Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O;
   • 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O;
5. Взаємодія із солями при обмінних реакціях:
   • H 2 SO 4 + BaCl 2 = 2HCl + BaSO 4;

Утворення BaSO 4 (білого осаду, нерозчинного в кислотах) використовується для визначення цієї кислоти та розчинних сульфатів.

Моногідрат – це іонізуючий розчинник, що має кислотний характер. У ньому дуже добре розчиняти сульфати багатьох металів, наприклад:

• 2H 2 SO 4 + HNO 3 = NO 2 + + H 3 O + + 2HSO 4 -;
• HClO 4 + H 2 SO 4 = ClO 4 - + H 3 SO 4 +.

Концентрована кислота - це досить сильний окисник, особливо при нагріванні, наприклад, 2H 2 SO 4 + Cu = SO 2 + CuSO 4 + H 2 O.

Діючи як окисник, сірчана кислота, як правило, відновлюється до SO 2 . Але вона може бути відновлена ​​і до S і навіть до H 2 S, наприклад, H 2 S + H 2 SO 4 = SO 2 + 2H 2 O + S.

Моногідрат майже не може проводити електричний струм. І, навпаки, водні розчини кислоти – це добрі провідники. Сірчана кислота сильно поглинає вологу, тому її використовують для осушування різних газів. Як осушувач, сірчана кислота діє доти, доки над її розчином тиск водяної пари менший, ніж її тиск у газі, який осушують.

Якщо закип'ятити розведений розчин сірчаної кислоти, з нього забереться вода, при цьому температура кипіння буде підвищуватися до 337°С, наприклад, коли починають переганяти сірчану кислоту в концентрації 98,3%. І навпаки, з більш концентрованих розчинів випаровується зайвий сірчаний ангідрид. Пара киплячої при температурі 337°С кислоти частково розкладено на SO 3 і H 2 O, які при охолодженні знову будуть з'єднані. Висока температура кипіння цієї кислоти підходить для використання у виділенні легколетючих кислот з їх солей при нагріванні.

Запобіжні заходи при роботі з кислотою

При поводженні із сірчаною кислотою необхідно бути гранично обережними. При попаданні цієї кислоти на шкіру шкіра стає білою, потім бурою і з'являється почервоніння. Навколишні тканини при цьому розпухають. При попаданні цієї кислоти на будь-яку ділянку тіла її необхідно швидко змити водою, а обпечене місце змастити розчином соди.

Тепер Ви знаєте, що сірчана кислота, властивості якої добре вивчені, просто незамінна для різноманітного виробництва та видобутку копалин.