Что это h2so4 – Серная кислота ⚗️ формула, химические и физические свойства разбавленной и концентрированной кислоты, способы получения и применения, взаимодействие с другими веществами

Содержание

Серная кислота h3SO4 — Знаешь как

Чистая серная кислота представляет Особой бесцветную маслянистую жидкость, превращающуюся при 10,5° в твердую кристаллическую массу. При нагревании безводная серная кислота (так называемый «моногидрат») отщепляет SO3. Отщепление идет до тех пор, пока не получится раствор, содержащий 98,3% H2SO4 и кипящий без изменения своего состава при 338°.

Продажная концентрированная кислота содержит обыкновенно 96,5% H2SO4 и имеет уд. вес 1,84. Благодаря маслянистому виду серную кислоту иногда называют купоросным маслом. Это название сохранилось еще с тех пор, когда серную кислоту получали, подвергая накаливанию железный купорос. 

Серная кислота может растворять значительные количества серного ангидрида. Такие растворы носят название олеумов. Из них можно выделить твердое соединение серной кислоты с серным ангидридом, называемое пиросерной кислотой, H2S2O7.

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла (19 ккал на 1 моль кислоты) вследствие образования гидратов. Последние при низких температурах могут быть выделены из раствора в твердом виде. Гидрат состава H

2SО4 • 2Н2О плавится при —38°, гидрат состава H24 • 4Н2О при —27°.

Серная кислота обладает способностью жадно поглощать пары воды и поэтому часто применяется для осушения газов. Способностью поглощать воду объясняется и обугливание многих органических веществ, особенно относящихся к классу углеводов (клетчатка, сахар и др.), при действии на них концентрированной серной кислоты. В состав углеводов водород и кислород входят в таком же весовом отношении, в каком они находятся в воде. Серная кислота отнимает от углеводов элементы воды, а углерод выделяется в виде угля. Вследствие малой летучести серной кислоты ею постоянно пользуются для вытеснения других, более летучих кислот из их солей.

Серная кислота является довольно энергичным окислителем; ее окислительные свойства проявляются при взаимодействии со многими веществами.

Строго говоря, всякая кислота может проявлять окислительные свойства, поскольку в состав ее обязательно входят ионы водорода, способные отнимать электроны от других веществ. Так, например, при действии соляной кислоты на цинк ионы водорода отнимают электроны от нейтральных атомов цинка, превращая их в положительно заряженные ионы, т. е. производя окисление:

Zn + 2НСl = ZnCl2 + Н2

или в ионной форме

Zn + 2H = Zn•• + Н2

В этом случае соляная кислота играет роль окислителя.

Однако когда говорят об окислительных свойствах какой-либо кислоты, имеют в виду не ионы водорода, а атомы того из входящих в состав кислоты элементов, от которого кислота обычно получает свое название (например: атомы серы в серной кислоте, атомы азота в азотной кислоте и т. д.).

В серной кислоте сера находится в максимально окисленном

состоянии, проявляя валентность +6. Но она может быть восстановлена до состояния S(+IV)(H23или ионе SО3«), или до S (в свободной сере), или даже до S (-II)(в сероводороде).

Нужно заметить, что окислительные свойства шестивалентной серы проявляются только в том случае, когда взята концентрированная серная кислота. Например, при нагревании концентрированной серной кислоты с углем последний окисляется в углекислый газ, а серная кислота восстанавливается до SO2:

2H24 + С = СО2 + 2SО2 + 2Н2О

с разбавленной кислотой эта реакция не идет.

Рассмотрим действие серной кислоты на металлы. При действии на металлы разбавленной серной кислоты окислителем является ион водорода. Но этот ион может окислять только металлы, стоящие в вытеснительном ряду перед водородом, как, например, магний, цинк, железо и др. На металлы, стоящие после водорода, например на медь, серебро, ртуть, разбавленная серная кислота не действует. Концентрированная серная кислота окисляет при нагревании почти все металлы, но водород при этом не выделяется, так как окисление производится недиссоци’ированньши молекулами серной кислоты.

В зависимости от активности металла молекулы серной кислоты могут восстанавливаться до SО2, свободной серы или до H2S. Чаще всего серная кислота восстанавливается до SО2. Например:

Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2Н2O Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

В последнем случае, вследствие активности цинка, одновременно протекают и следующие реакции:

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Серная кислота является одной из наиболее сильных кислот. В водных растворах она диссоциирует главным образом на ионы

Hи HSO4

Как кислота двухосновная, серная кислота образует два ряда солей: нормальные и кислые соли. Нормальные соли серной кислоты называются сульфатами, а кислые — гидросульфатами.

Большинство, солей серной кислоты довольно хорошо растворяется в воде. Из солей более известных металлов практически нерастворимыми являются сульфат бария BaSO4 и сульфат свинца PbSO4. Очень мало растворим сульфат кальция CaSO4.

Сульфат бария нерастворим не только в воде, но и в разбавленных кислотах. А так как другие соли бария растворимы или в воде или в кислотах, то образование белого нерастворимого в кислотах осадка при действии на какой-нибудь раствор бариевой солью служит указанием на присутствие в растворе серной кислоты или ее солей, т. е. ионов SO4»:

Ва•• + SO4» = BaSO

4

Таким образом, растворимые соли бария являются реактивом на ион SO4«.

Большое практическое применение имеют следующие соли серной кислоты:

1. Сульфат натрия, или сернокислый натрий Na2SO4. Из водных растворов кристаллизуется с десятью молекулами воды (Na2SO4• 10Н2О) и в таком виде называется глауберовой солью по имени врача и химика Глаубера, который первый получил ее действием серной кисловы на поваренную соль и стал применять как лекарство. Безводная соль применяется при получении соды сульфатным способом и при изготовлении стекла.

2. Сульфат магния MgSO4. Содержится в морской воде. Из растворов кристаллизуется -в виде гидрата MgSO4•Н2O. Под названием горькой с о л и применяется как слабительное.

3. Сульфат кальция CaSO4. Встречается в природе в больших количествах в виде минерала гипса CaSO4 • 2Н2O. При нагревании до 150—170° гипс теряет3/4 содержащейся в нем кристаллизационной воды и переходит в так называемый жженый гипс, или алебастр (2CaSO4• Н2O). Будучи замешан с водой в жидкое тесто, жженый гипс довольно быстро затвердевает, снова превращаясь в CaSO

4 • 2Н2O. Благодаря этому свойству гипс применяется для изготовления отливочных форм и слепков с различных предметов, а также в качестве вяжущего материала для штукатурки стен и потолков. В хирургии гипсом пользуются для накладывания гипсовых повязок при переломах костей.

4. Купоросы. Так называются сульфаты меди, железа, цинка и некоторых других металлов, содержащие кристаллизационную воду.

Медный купорос CuSO4• 5Н2O образует синие кристаллы, содержащие пять молекул кристаллизационной воды. Применяется для покрытия металлов медью, для приготовления некоторых минеральных красок, а также в качестве исходного вещества при получении других соединений меди. В сельском хозяйстве разбавленным раствором медного купороса пользуются для опрыскивания растений и протравливания зерна перед посевом, чтобы уничтожить споры вредных грибков.

Железный купорос FeSО4 • 7Н2О кристаллизуется в виде светлозеленых кристаллов, содержащих семь молекул кристаллизационной воды. Имеет обширное техническое применение. Применяется для консервирования дерева, для приготовления чернил, берлинской лазури, для очистки светильного газа от сероводорода и циансодержащих соединений, в красильном деле, в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений и в фотографии.

5. Квасцы. Если к раствору сульфата алюминия Al2(SО4)3 прибавить раствор сульфата калия K24 и оставить жидкость кристаллизоваться, то из нее выделяются красивые бесцветные кристаллы, состав которых может быть выражен формулой K24 • Al2(SО4)3•24H2О или КАl (SО4)2 • 12Н2О. Это и есть обыкновенные или алюминиевые квасцы, являющиеся двойной солью серной кислоты и металлов калия и алюминия.

Двойные соли могут существовать только в твердом виде. При растворении квасцов в воде получается раствор, содержащий ионы К, Аl••• и SO4»

Квасцы бывают различного состава. Вместо алюминия в их состав могут входить другие трехвалентные металлы — железо, хром, вместо калия — натрий или аммоний. Например, хромовые квасцы имеют состав K

2SO4 • Cr2(SO4)3 • 24Н2O. Квасцы применяются при дублении кожи и в красильном деле.

125 126 127

Вы читаете, статья на тему Серная кислота h3SO4

XuMuK.ru - Серная кислота - Большая Советская Энциклопедия


Серная кислота, H2SO4, сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом. Если молярное отношение SO3: Н2О меньше 1, то это водный раствор серной кислоты, если больше 1, — раствор SO3 в серной кислоте.

  Физические и химические свойства. 100%-ная H2SO4 (моногидрат, SO3×H2O) кристаллизуется при 10,45 °С; tkип 296,2 °С; плотность 1,9203 г/см3; теплоёмкость 1,62 дж/г (К. H2SO4

смешивается с Н2О и SO3 в любых соотношениях, образуя соединения:

  H2SO4×4H2O (tпл  — 28,36°С),

  H2SO4×3H2O (tпл — 36,31°С),

  H2SO4×2H2O (tпл — 39,60°С),

  H2SO4×H2O (tпл — 8,48 °С),

  H2SO4×SO3 (H2S2O7 — двусерная или пиросерная кислота, t­пл 35,15 °С), H2SO×2SO3 (H2S3O10 — трисерная кислота, tпл 1,20 °C). При нагревании и кипении водных растворов серной кислоты, содержащих до 70% H2SO4, в паровую фазу выделяются только пары воды. Над более концентрированными растворами появляются и пары серной кислоты. Раствор 98,3%-ной H2SO4 (азеотропная смесь) при кипении (336,5 °С) перегоняется полностью. Серная кислота, содержащая свыше 98,3% H2SO4, при нагревании выделяет пары SO

3.

  Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Она окисляет HI и НВг до свободных галогенов; при нагревании окисляет все металлы, кроме Au и платиновых металлов (за исключением Pd). На холоде концентрированная серная кислота пассивирует многие металлы, в том числе РЬ, Cr, Ni, сталь, чугун. Разбавленная серная кислота реагирует со всеми металлами (кроме РЬ), предшествующими водороду в ряду напряжении, например: Zn + H2SO4= ZnSO4 + Н2.

  Как сильная кислота серная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей, например борную кислоту из буры:

  Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = Na2SO4 + 4H2BO3, а при нагревании вытесняет более летучие кислоты, например:

  NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3.

  Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы — ОН. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты приводит к получению этилена или диэтилового эфира. Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и др. углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием. Как двухосновная, серная кислота образует два типа солей: сульфаты и гидросульфаты.

  Получение. Первые описания получения «купоросного масла» (т. е. концентрированной серной кислоты) дали итальянский учёный В. Бирингуччо в 1540 и немецкий алхимик, чьи труды были опубликованы под именем Василия Валентина в конце 16 — начале17 вв. В 1690 французские химики Н. Лемери и Н. Лефевр положили начало первому промышленному способу получения серной кислоты, реализованному в Англии в 1740. По этому методу смесь серы и селитры сжигалась в ковше, подвешенном в стеклянном баллоне, содержавшем некоторое количество воды. Выделявшийся SO3 реагировал с водой, образуя серную кислоту. В 1746 Дж. Робек в Бирмингеме заменил стеклянные баллоны камерами из листового свинца и положил начало камерному производству серной кислоты. Непрерывное совершенствование процесса получения серной кислоты в Великобритании и Франции привело к появлению (1908) первой башенной системы. В СССР первая башенная установка была пущена в 1926 на Полевском металлургическом заводе (Урал).

  Сырьём для получения серной кислоты могут служить: сера, серный колчедан FeS2, отходящие газы печей окислительного обжига сульфидных руд Си, РЬ, Zn и других металлов, содержащие SO2. В СССР основное количество серной кислоты получают из серного колчедана. Сжигают FeS2 в печах, где он находится в состоянии кипящего слоя. Это достигается быстрым продуванием воздуха через слой тонко измельченного колчедана. Получаемая газовая смесь содержит SO2, O2, N2, примеси SO3, паров Н2О, As2O3, SiO2 и др. и несёт много огарковой пыли, от которой газы очищаются в электрофильтрах.

  Серную кислоту получают из SO2 двумя способами: нитрозным (башенным) и контактным. Переработка SO2 в серную кислоту по нитрозному способу осуществляется в продукционных башнях — цилиндрических резервуарах (высотой 15 м и более), заполненных насадкой из керамических колец. Сверху, навстречу газовому потоку разбрызгивается «нитроза» — разбавленная серная кислота, содержащая нитрозилсерную кислоту NOOSO3H, получаемую по реакции:

  N2O3 + 2H2SO4 = 2 NOOSO3H + H2O.

  Окисление SO2окислами азота происходит в растворе после его абсорбции нитрозой. Водою нитроза гидролизуется:

  NOOSO3H + H2O = H2SO4 + HNO2.

  Сернистый газ, поступивший в башни, с водой образует сернистую кислоту: SO2 + H2O = H2SO3.

  Взаимодействие HNO2 и H2SO3 приводит к получению серной кислоты:

  2 HNO2 + H2SO3 = H2SO4 + 2 NO + H2O.

  Выделяющаяся NO превращается в окислительной башне в N2O3 (точнее в смесь NO + NO2). Оттуда газы поступают в поглотительные башни, где навстречу им сверху подаётся серная кислота. Образуется нитроза, которую перекачивают в продукционные башни. Т. о. осуществляется непрерывность производства и круговорот окислов азота. Неизбежные потери их с выхлопными газами восполняются добавлением HNO3.

  Серная кислота, получаемая нитрозным способом, имеет недостаточно высокую концентрацию и содержит вредные примеси (например, As). Её производство сопровождается выбросом в атмосферу окислов азота («лисий хвост», названный так по цвету NO2).

  Принцип контактного способа производства серной кислоты был открыт в 1831 П. Филипсом (Великобритания). Первым катализатором была платина. В конце 19 — начале 20 вв. было открыто ускорение окисления SO2 в SO3 ванадиевым ангидридом V2O5. Особенно большую роль в изучении действия ванадиевых катализаторов и их подборе сыграли исследования советских учёных А. Е. Ададурова, Г. К. Борескова, Ф. Н. Юшкевича и др. Современные сернокислотные заводы строят для работы по контактному методу. В качестве основы катализатора применяются окислы ванадия с добавками SiO2, Al2O3, K2O, CaO, BaO в различных соотношениях. Все ванадиевые контактные массы проявляют свою активность только при температуре не ниже ~420 °С. В контактном аппарате газ проходит обычно 4 или 5 слоев контактной массы. В производстве серной кислоты контактным способом обжиговый газ предварительно очищают от примесей, отравляющих катализатор. As, Se и остатки пыли удаляют в промывных башнях, орошаемых серной кислотой. От тумана H2SO4 (образующейся из присутствующих в газовой смеси SO3 и H2O) освобождают в мокрых электрофильтрах. Пары H2O поглощаются концентрированной серной кислотой в сушильных башнях. Затем смесь SO2 с воздухом проходит через катализатор (контактную массу) и окисляется до SO3:

  SO2 + 1/2O2 = SO3.

  Серный ангидрид далее поглощается водой, содержащейся в разбавленной H2SO4:

  SO3 + H2O = H2SO4.

  В зависимости от количества воды, поступившей в процесс, получается раствор серной кислоты в воде или олеум.

  В 1973 объём производства серной кислоты (в моногидрате) составлял (млн. т): СССР — 14,9, США — 28,7, Япония — 7,1, ФРГ — 5,5, Франция — 4,4, Великобритания — 3,9, Италия — 3,0, Польша — 2,9, Чехословакия — 1,2, ГДР — 1,1, Югославия — 0,9.

  Применение. Серная кислота — один из важнейших продуктов основной химической промышленности. Для технических целей выпускаются следующие сорта серной кислоты: башенная (не менее 75% H2SO4), купоросное масло (не менее 92,5%) и олеум, или дымящая серная кислота (раствор 18,5—20% SO3 в H2SO4), а также особо чистая аккумуляторная серная кислота (92—94%; разбавленная водой до 26—31% служит электролитом в свинцовых аккумуляторах). Кроме того, производится реактивная серная кислота (92—94%), получаемая контактным способом в аппаратуре из кварца или Pt. Крепость серной кислоты определяют по её плотности, измеряемой ареометром. Большая часть вырабатываемой башенной серной кислоты расходуется на изготовление минеральных удобрений. На свойстве вытеснять кислоты из их солей основано применение серной кислоты в производстве фосфорной, соляной, борной, плавиковой и др. кислот. Концентрированная серная кислота служит для очистки нефтепродуктов от сернистых и непредельных органических соединений. Разбавленная серная кислота применяется для удаления окалины с проволоки и листов перед лужением и оцинкованием, для травления металлических поверхностей перед покрытием хромом, никелем, медью и др. Она используется в металлургии — с её помощью разлагают комплексные руды (в частности, урановые). В органическом синтезе концентрированная серная кислота — необходимый компонент нитрующих смесей и сульфирующее средство при получении многих красителей и лекарственных веществ. Благодаря высокой гигроскопичности серная кислота применяется для осушки газов, для концентрирования азотной кислоты.

  Техника безопасности. В производстве серной кислоты опасность представляют ядовитые газы (SO2 и NO2), а также пары SO3 и H2SO4. Поэтому обязательны хорошая вентиляция, полная герметизация аппаратуры. Серная кислота вызывает на коже тяжёлые ожоги, вследствие чего обращение с ней требует крайней осторожности и защитных приспособлений (очки, резиновые перчатки, фартуки, сапоги). При разбавлении надо лить серную кислоту в воду тонкой струей при перемешивании. Приливание же воды к серной кислоте вызывает разбрызгивание (вследствие большого выделения тепла).

 

  Лит.: Справочник сернокислотчика, под ред. Малина К. М., 2 изд., М., 1971; Малин К. М., Аркин Н. Л., Боресков Г. К., Слинько М. Г., Технология серной кислоты, М., 1950; Боресков Г. К., Катализ в производстве серной кислоты, М. — Л., 1954; Амелин А. Г., Яшке Е. В., Производство серной кислоты, М., 1974; Лукьянов П. М., Краткая история химической промышленности СССР, М., 1959.

  И. К. Малина.

 

 


ЕГЭ. Химические свойства серной кислоты

Химические свойства серной кислоты

  • При взаимодействии H2SO4(к) со слабыми восстановителями (неметаллами: S, P, C, средне- и малоактивными металлами: Fe, Cu, Ag, сложными веществами: H2S, сульфидами металлов, солями Fe2+ и т.д.) образуются SO2 и H2O.
  • При взаимодействии H2SO4(к) с сильными восстановителями (активными металлами: Li-Zn, некоторыми сложными веществами: HI, KI) образуются H2S или S.

 

1. Примеры взаимодействия серной кислоты с простыми веществами:

4Zn + 5H2SO4(конц.) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O (возможно образование SO2 и S, так как Zn - хороший восстановитель)

2Fe + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (только при нагревании)

Al, Cr, Fe пассивируются холодной концентрированной серной кислотой (т.е. покрываются оксидной пленкой, препятствующей дальнейшей реакции). Реакции идут только при нагревании.

 

Концентрированная серная кислота окисляет даже слабые металлы, но кроме золота и платины, например:

2Ag + 2H2SO4(к) → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

 

В реакциях с неметаллами образуются соответствующие кислоты:

C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2 + 2H2O (t)

S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)

2P + 5H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O (t)

 

2. Примеры взаимодействия серной кислоты со сложными веществами:

Из галогеноводородов концентрированная серная кислота может окислить только ионы Br и I :

HF + H2SO4(конц.) → реакция не идет

HCl + H2SO4(конц.) → реакция не идет

2HBr + H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 + 2H2O

8HI + H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4H2O

 

2CuI + 4H2SO4(конц.) → 2CuSO4 + I2 + 2SO2 + 4H2O

2CrCl2 + 4H2SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O

 

Соли меди восстанавливают серную кислоту до SO2, тогда как соли активных металлов до H2S, так как последние проявляют более выраженные восстановительные свойства:

2CuI + 4H2SO4(конц.) → 2CuSO4 + I2 + 2SO2 + 4H2O

8KI + 5H2SO4(конц.) → 4K2SO4 + 4I2 + H2S + 4H2O

 

Примеры реакций с солями (окисляем катион):

2H2SO4(к) + 2FeSO4 → Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O

4H2SO4 + 2CrCl2 → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O

Формула серной кислоты - онлайн справочник для студентов

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Серная кислота (жирное масло) представляет собой сильную минеральную двухосновную кислоту, содержащую атом серы в наивысшей степени окисления (+6).

Химическая и структурная формула серной кислоты

Химическая формула: \(\ \mathrm{H} 2 \mathrm{SO} 4 \)

Молекулярный вес: 98,078 г / моль.

Физические свойства серной кислоты

В нормальных условиях это тяжелая жирная жидкость без цвета или запаха (может иметь желтоватый оттенок) с кислым «медным» вкусом. Температура кристаллизации чистой серной кислоты составляет + 10 ° С.

Неограниченное смешивание с водой с выделением большого количества тепла, поэтому, чтобы избежать «кипения» раствора, всегда следует добавлять серную кислоту в воду, а не наоборот.

Раствор \(\ \mathrm{SO} 3 \) в серной кислоте называют олеумом. Олеум содержит пиросульфовые кислоты, образованные реакциями:

Серная кислота представляет собой сильную кислоту, константу диссоциации Ka = 103. Формирует среду и кислотные соли - сульфаты и гидросульфаты.

Химические свойства серной кислоты

Разбавленная серная кислота проявляет типичные кислотные свойства:

реагирует с металлами в электрохимической серии напряжений на водород с образованием сульфатов и высвобождением водорода:

\(\ Z n+H_{2} S O_{4}=Z n S O_{4}+H_{2} \uparrow \)

реагирует с основными оксидами:

\(\ MgO+H_{2} S O_{4}=M g S O_{4}+H_{2}O \)

и основаниями для образования соответствующей соли и воды:

\(\ 2NaOH+H_{2} S O_{4}=N a S O_{4}+2H_{2}O \)

вытесняет более слабые кислоты из их солей:

\(\ H_{2} S O_{4}+CH_{3} COON_{a} \rightarrow N a HS O_{4}+CH_{3}COOH \)

Концентрированная серная кислота активно поглощает водяной пар, способна вытеснять воду из органических соединений с образованием углерода, воды и тепла (обугливая сахар):

\(\ C_{12} H_{22}O{11}(сахароза)+H{2}SO_{4}(конц) \rightarrow 12C(уголь)+11 H_{2}O+H_{2}SO_{4} \)

Концентрированная серная кислота является очень сильным окислителем:

окисляет металлы, независимо от их положения в серии напряжений (кроме золота и платины), при этом уменьшается до SO2. Водород не выпускается.

\(\ Cu+2H{2}SO_{4}(конц) = CuSO_{4}+SO_{2}+2H_{2}O \)

\(\ Zn+2H{2}SO_{4}(конц) = ZnSO_{4}+SO_{2}+2H_{2}O \)

реагирует с неметаллами:

\(\ S+2H{2}SO_{4}(конц) = 3SO_{2}+2H_{2}O \)

с оксидами неметаллических металлов:

\(\ CO+H_{2}SO_{4}= CO_{2}+SO_{2}+H_{2}O \)

с неокисляющими кислотами:

\(\ 2HCl+H_{2}SO_{4}= Cl_{2}+SO_{2}+2H_{2}O \)

Качественная реакция на сульфатно-ионное взаимодействие с растворимыми солями бария с образованием нерастворимых в воде и кислоте белого осадка сульфата бария:

\(\ H_{2}SO_{4}+BaCl_{2}= BaSO_{4} \downarrow +2HCl \)

Концентрированная серная кислота является очень едким веществом. При воздействии на живую ткань он обезвоживает углеводороды, высвобождая избыточное тепло, что приводит к вторичному термическому ожогу в дополнение к химическому ожогу. Поэтому ущерб, вызванный серной кислотой, потенциально опаснее, чем ущерб, вызванный другими кислотами.

ПРИМЕР

  • Задача

    К 3 л воды добавляли 2 мл 96% -ной серной кислоты, плотность которой составляла 1,84 г / мл. Вычислите рН полученного раствора.

  • Решение

    Серная кислота является сильной кислотой, полностью диссоциирует в растворе в ионы:

    \(\ H_{2} S O_{4} \rightarrow 2 H^{+}+S O_{4}^{2-} \)

    Рассчитайте массу раствора серной кислоты:

    \(\ m\left(p-p a H_{2} S O_{4}\right)=\rho \cdot V=1,84 \cdot 2=3,68г \)

    Рассчитайте массу серной кислоты в растворе:

    \(\ m\left(H_{2} S O_{4}\right)=\frac{m\left(p-p a H_{2} S O_{4}\right) \omega\left(H_{2} S O_{4}\right)}{100}=\frac{3,68 \cdot 96}{100}=3,53_{\Gamma} \)

    Молярная масса серной кислоты составляет 98 г / моль.

    Найдите количество вещества серной кислоты в растворе:

    \(\ n\left(H_{2} S O_{4}\right)=\frac{m\left(H_{2} S O_{4}\right)}{M\left(H_{2} S O_{4}\right)}=\frac{3,53}{98}=0,036моль \)

    Общий объем решения будет равен:

    \(\ V=V\left(H_{2} S O_{4}\right)+V\left(H_{2} O\right)=0,002+3=3,002л \)

    Рассчитайте молярную концентрацию серной кислоты:

    \(\ C_{M}\left(H_{2} S O_{4}\right)=\frac{n\left(H_{2} S O_{4}\right)}{V}=\frac{0,036}{3,002}=0,012 моль/л \)

    Из уравнения реакции для диссоциации серной кислоты следует, что концентрация ионов водорода равна:

    \(\ \left[H^{+}\right]=2 C_{M}\left(H_{2} S O_{4}\right)=2 \cdot 0,012=0,024 моль/л\)

    Рассчитайте pH полученного раствора:

    \(\ p H=-l g\left[H^{+}\right]=-l g 0,024=1,62 \)

  • Ответ

    Значение рН полученного раствора серной кислоты составляет 1,62.

  • Серная кислота — ЭНЭ

    Серная кислота, H2SO4, сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике С. к. называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом. Если молярное отношение SO32О меньше 1, то это водный раствор серной кислоты, если больше 1, — раствор SO3 в С. к.

    Физические и химические свойства

    100%-ная H2SO4 (моногидрат, SO3×H2O) кристаллизуется при 10,45 °С; tkип 296,2 °С; плотность 1,9203 г/см3; теплоёмкость 1,62 дж/г (К. H2SO4 смешивается с Н2О и SO3 в любых соотношениях, образуя соединения:

    H2SO4×4H2O (tпл — 28,36°С),
    H2SO4×3H2O (tпл — 36,31°С),
    H2SO4×2H2O (tпл — 39,60°С),
    H2SO4×H2O (tпл — 8,48 °С),
    H2SO4×SO3(H2S2O7 — двусерная или пиросерная кислота, пл 35,15 °С),
    H2SO×2SO3 (H2S3O10 — трисерная кислота, tпл 1,20 °C).

    При нагревании и кипении водных растворов С. к., содержащих до 70% H2SO4, в паровую фазу выделяются только пары воды. Над более концентрированными растворами появляются и пары С. к. Раствор 98,3%-ной H2SO4 (азеотропная смесь) при кипении (336,5 °С) перегоняется полностью. С. к., содержащая свыше 98,3% H2SO4, при нагревании выделяет пары SO3.

    Концентрированная серная кислота. — сильный окислитель. Она окисляет HI и НВг до свободных галогенов; при нагревании окисляет все металлы, кроме Au и платиновых металлов (за исключением Pd). На холоде концентрированная С. к. пассивирует многие металлы, в том числе РЬ, Cr, Ni, сталь, чугун. Разбавленная С. к. реагирует со всеми металлами (кроме РЬ), предшествующими водороду в ряду напряжении, например: Zn + H2SO4= ZnSO4 + Н2.

    Как сильная кислота С. к. вытесняет более слабые кислоты из их солей, например борную кислоту из буры:

    Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = Na2SO4 + 4H2BO3, а при нагревании вытесняет более летучие кислоты, например:

    NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3.

    С. к. отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы — ОН. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной С. к. приводит к получению этилена или диэтилового эфира. Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и др. углеводов при контакте с С. к. объясняется также их обезвоживанием. Как двухосновная, С. к. образует два типа солей: сульфаты и гидросульфаты.

    Получение

    Первые описания получения «купоросного масла» (т. е. концентрированной С. к.) дали итальянский учёный В. Бирингуччо в 1540 и немецкий алхимик, чьи труды были опубликованы под именем Василия Валентина в конце 16 — начале17 вв. В 1690 французские химики Н. Лемери и Н. Лефевр положили начало первому промышленному способу получения С. к., реализованному в Англии в 1740. По этому методу смесь серы и селитры сжигалась в ковше, подвешенном в стеклянном баллоне, содержавшем некоторое количество воды. Выделявшийся SO3 реагировал с водой, образуя С. к. В 1746 Дж. Робек в Бирмингеме заменил стеклянные баллоны камерами из листового свинца и положил начало камерному производству С. к. Непрерывное совершенствование процесса получения С. к. в Великобритании и Франции привело к появлению (1908) первой башенной системы. В СССР первая башенная установка была пущена в 1926 на Полевском металлургическом заводе (Урал).

    Сырьём для получения С. к. могут служить: сера, серный колчедан FeS2, отходящие газы печей окислительного обжига сульфидных руд Си, РЬ, Zn и других металлов, содержащие SO2. В СССР основное количество С. к. получают из серного колчедана. Сжигают FeS2 в печах, где он находится в состоянии кипящего слоя. Это достигается быстрым продуванием воздуха через слой тонко измельченного колчедана. Получаемая газовая смесь содержит SO2, O2, N2, примеси SO3, паров Н2О, As2O3, SiO2 и др. и несёт много огарковой пыли, от которой газы очищаются в электрофильтрах.

    С. к. получают из SO2 двумя способами: нитрозным (башенным) и контактным. Переработка SO2 в С. к. по нитрозному способу осуществляется в продукционных башнях — цилиндрических резервуарах (высотой 15 м и более), заполненных насадкой из керамических колец. Сверху, навстречу газовому потоку разбрызгивается «нитроза» — разбавленная С. к., содержащая нитрозилсерную кислоту NOOSO3H, получаемую по реакции:

    N2O3 + 2H2SO4 = 2 NOOSO3H + H2O.

    Окисление SO2 окислами азота происходит в растворе после его абсорбции нитрозой. Водою нитроза гидролизуется:

    NOOSO3H + H2O = H2SO4 + HNO2.

    Сернистый газ, поступивший в башни, с водой образует сернистую кислоту: SO2 + H2O = H2SO3.

    Взаимодействие HNO2 и H2SO3 приводит к получению С. к.:

    2 HNO2 + H2SO3= H2SO4 + 2 NO + H2O.

    Выделяющаяся NO превращается в окислительной башне в N2O3 (точнее в смесь NO + NO2). Оттуда газы поступают в поглотительные башни, где навстречу им сверху подаётся С. к. Образуется нитроза, которую перекачивают в продукционные башни. Т. о. осуществляется непрерывность производства и круговорот окислов азота. Неизбежные потери их с выхлопными газами восполняются добавлением HNO3.

    С. к., получаемая нитрозным способом, имеет недостаточно высокую концентрацию и содержит вредные примеси (например, As). Её производство сопровождается выбросом в атмосферу окислов азота («лисий хвост», названный так по цвету NO2).

    Принцип контактного способа производства С. к. был открыт в 1831 П. Филипсом (Великобритания). Первым катализатором была платина. В конце 19 — начале 20 вв. было открыто ускорение окисления SO2 в SO3 ванадиевым ангидридом V2O5. Особенно большую роль в изучении действия ванадиевых катализаторов и их подборе сыграли исследования советских учёных А. Е. Ададурова, Г. К. Борескова, Ф. Н. Юшкевича и др. Современные сернокислотные заводы строят для работы по контактному методу. В качестве основы катализатора применяются окислы ванадия с добавками SiO2, Al2O3, K2O, CaO, BaO в различных соотношениях. Все ванадиевые контактные массы проявляют свою активность только при температуре не ниже ~420 °С. В контактном аппарате газ проходит обычно 4 или 5 слоев контактной массы. В производстве С. к. контактным способом обжиговый газ предварительно очищают от примесей, отравляющих катализатор. As, Se и остатки пыли удаляют в промывных башнях, орошаемых С. к. От тумана H2SO4 (образующейся из присутствующих в газовой смеси SO3 и H2O) освобождают в мокрых электрофильтрах. Пары H2O поглощаются концентрированной С. к. в сушильных башнях. Затем смесь SO2 с воздухом проходит через катализатор (контактную массу) и окисляется до SO3:

    SO2 + 1/2O2= SO3.

    Серный ангидрид далее поглощается водой, содержащейся в разбавленной H2SO4:

    SO3 + H2O = H2SO4.

    В зависимости от количества воды, поступившей в процесс, получается раствор С. к. в воде или олеум.

    В 1973 объём производства С. к. (в моногидрате) составлял (млн. т): СССР — 14,9, США — 28,7, Япония — 7,1, ФРГ — 5,5, Франция — 4,4, Великобритания — 3,9, Италия — 3,0, Польша — 2,9, Чехословакия — 1,2, ГДР — 1,1, Югославия — 0,9.

    Применение

    Серная кислота — один из важнейших продуктов основной химической промышленности. Для технических целей выпускаются следующие сорта С. к.: башенная (не менее 75% H2SO4), купоросное масло (не менее 92,5%) и олеум, или дымящая С. к. (раствор 18,5—20% SO3 в H2SO4), а также особо чистая аккумуляторная С. к. (92—94%; разбавленная водой до 26—31% служит электролитом в свинцовых аккумуляторах). Кроме того, производится реактивная С. к. (92—94%), получаемая контактным способом в аппаратуре из кварца или Pt. Крепость С. к. определяют по её плотности, измеряемой ареометром. Большая часть вырабатываемой башенной С. к. расходуется на изготовление минеральных удобрений. На свойстве вытеснять кислоты из их солей основано применение С. к. в производстве фосфорной, соляной, борной, плавиковой и др. кислот. Концентрированная С. к. служит для очистки нефтепродуктов от сернистых и непредельных органических соединений. Разбавленная С. к. применяется для удаления окалины с проволоки и листов перед лужением и оцинкованием, для травления металлических поверхностей перед покрытием хромом, никелем, медью и др. Она используется в металлургии — с её помощью разлагают комплексные руды (в частности, урановые). В органическом синтезе концентрированная С. к. — необходимый компонент нитрующих смесей и сульфирующее средство при получении многих красителей и лекарственных веществ. Благодаря высокой гигроскопичности С. к. применяется для осушки газов, для концентрирования азотной кислоты.

    Техника безопасности

    В производстве серной кислоты опасность представляют ядовитые газы (SO2 и NO2), а также пары SO3 и H2SO4. Поэтому обязательны хорошая вентиляция, полная герметизация аппаратуры. С. к. вызывает на коже тяжёлые ожоги, вследствие чего обращение с ней требует крайней осторожности и защитных приспособлений (очки, резиновые перчатки, фартуки, сапоги). При разбавлении надо лить С. к. в воду тонкой струей при перемешивании. Приливание же воды к С. к. вызывает разбрызгивание (вследствие большого выделения тепла).

    Литература:

    • Справочник сернокислотчика, под ред. Малина К. М., 2 изд., М., 1971;
    • Малин К. М., Аркин Н. Л., Боресков Г. К., Слинько М. Г., Технология серной кислоты, М., 1950;
    • Боресков Г. К., Катализ в производстве серной кислоты, М. — Л., 1954;
    • Амелин А. Г., Яшке Е. В., Производство серной кислоты, М., 1974;
    • Лукьянов П. М., Краткая история химической промышленности СССР, М., 1959.

    И. К. Малина.

    Эта статья или раздел использует текст Большой советской энциклопедии.

    Ссылки

    Серная кислота. Мини-справочник по химическим веществам (3340 веществ)


    Алф. указатель: 1-9 A-Z А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Щ Э Я



    Внешний вид:

    бесцветн. вязкая жидкость

    Брутто-формула (система Хилла): H2O4S

    Формула в виде текста: h3SO4

    Молекулярная масса (в а.е.м.): 98,07

    Температура плавления (в °C): 10,31

    Температура кипения (в °C): 279,6

    Температурные константы смесей:


    330 °C (температура кипения азеотропа, давление 1 атм) вода 1,7% серная кислота 98,3%

    Растворимость (в г/100 г или характеристика):

    вода: смешивается
    этанол: реагирует

    Плотность:

    1,8305 (20°C, г/см3)

    Показатель преломления (для D-линии натрия):

    1,429 (20°C)

    Плотность растворов (г/см3):

    1,005 (0.986%, 20°C, растворитель - вода)
    1,025 (4%, 20°C, растворитель - вода)
    1,045 (6.956%, 20°C, растворитель - вода)
    1,065 (9.843%, 20°C, растворитель - вода)
    1,08 (11.96%, 20°C, растворитель - вода)
    1,11 (16.08%, 20°C, растворитель - вода)
    1,135 (19.42%, 20°C, растворитель - вода)
    1,215 (29.57%, 20°C, растворитель - вода)
    1,26 (35.01%, 20°C, растворитель - вода)
    1,27 (36.19%, 20°C, растворитель - вода)
    1,31 (40.82%, 20°C, растворитель - вода)
    1,335 (49.62%, 20°C, растворитель - вода)
    1,395 (49.99%, 20°C, растворитель - вода)
    1,5 (60.17%, 20°C, растворитель - вода)
    1,61 (69.96%, 20°C, растворитель - вода)
    1,725 (79.81%, 20°C, растворитель - вода)
    1,815 (90.12%, 20°C, растворитель - вода)
    1,835 (95.72%, 20°C, растворитель - вода)

    Показатель диссоциации:

    pKa (1) = -3 (25 C, вода)
    pKa (2) = 1,9 (25 C, вода)
    H0 (1) = -11,94 (25 C, )

    Стандартная энтальпия образования ΔH (298 К, кДж/моль):

    -814,2 (ж)

    Стандартная энергия Гиббса образования ΔG (298 К, кДж/моль):

    -690,3 (ж)

    Стандартная энтропия образования S (298 К, Дж/моль·K):

    156,9 (ж)

    Стандартная мольная теплоемкость Cp (298 К, Дж/моль·K):

    138,9 (ж)

    Энтальпия плавления ΔHпл (кДж/моль):

    10,7

    Энтальпия кипения ΔHкип (кДж/моль):

    50,2

    Дополнительная информация:

    Входит в список IV (прекурсоры) наркотических и психотропных веществ. Требования к кислоте, примесей не более, %: марки чистая - нелетучий остаток 0,01, селен 0,001, тяжелые металлы 0,0005, соли аммония 0,001, соляная кислота 0,0005, окислы азота 0,0005, железо 0,0003, мышьяк 0,00001; чистая для анализа - нелетучий остаток 0,002, селен 0,0005, тяжелые металлы 0,0005, соли аммония 0,0003, соляная кислота 0,0002, окислы азота 0,0002, железо 0,0001, мышьяк 0,000003; химически чистая - нелетучий остаток 0,001, селен 0,0002, тяжелые металлы 0,0002, соли аммония 0,0001, соляная кислота 0,0001, окислы азота 0,0001, железо 0,00005, мышьяк 0,000003.

      Источники информации:

    1. "Справочник химика" т.3, Л.-М.: Химия, 1965 стр. 118, 522-523
    2. Бабаян Э.А., Гаевский А.В., Бардин Е.В. "Правовые аспекты оборота наркотических, психотропных, сильнодействующих, ядовитых веществ и прекурсоров" М.: МЦФЭР, 2000 стр. 147
    3. Некрасов Б.В. "Основы общей химии" т.1 М.:Химия, 1973 стр. 60
    4. Рабинович В.А., Хавин З.Я. "Краткий химический справочник" Л.: Химия, 1977 стр. 97
    5. Соросовский образовательный журнал №12 1998 стр. 61

    Алф. указатель: 1-9 A-Z А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Щ Э Я


    Еще по теме:

    h3SO4 - это... Что такое h3SO4?

  • h3SO4 — Strukturformel Allgemeines Name Schwefelsäure Andere Namen Schwefel(VI) säure Vitriolö …   Deutsch Wikipedia

  • h3SO4 — Acide sulfurique Pour les articles homonymes, voir Acide sulfurique (homonymie). Acide Sulfurique …   Wikipédia en Français

  • h3SO4 — Sulphionide Sulph*i on*ide, n. (Chem.) A binary compound of sulphion, or one so regarded; thus, sulphuric acid, {h3SO4}, is a sulphionide. [1913 Webster] …   The Collaborative International Dictionary of English

  • h3SO4 — Sulphuric Sul*phu ric, a. [Cf. F. sulfurique.] 1. Of or pertaining to sulphur; as, a sulphuric smell. [1913 Webster] 2. (Chem.) Derived from, or containing, sulphur; specifically, designating those compounds in which the element has a higher… …   The Collaborative International Dictionary of English

  • h3SO4 — …   Википедия

  • h3SO4 — …   Useful english dictionary

  • СЕРНАЯ КИСЛОТА, h3SO4 — СЕРНАЯ КИСЛОТА, h3SO4, тяжелая маслянистая жидкость, tкип 296,2шC. Применяется в производстве минеральных удобрений, для получения различных химических веществ, химических волокон, дымообразующих и взрывчатых веществ, красителей, в органическом… …   Современная энциклопедия

  • Растворимость Sc2(SO4)3 в растворах H2SO4 различной концентрации при 25° — Концентрация h3SO4, г/л Содержание Sc2(SO4)3 в растворе, вес. % Формула твердой фазы 0 28,53 Sc2(SO4)3·5h3O …   Химический справочник

  • Токи обмена для разряда ионов H3O+ на различных электродах из водных растворов HCl или H2SO4 — Электрод iO, А/см2 Hg 7·10 13 In 8·10 12 Zn 5·10 11 …   Химический справочник

  • Серная кислота —         h3SO4, сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике С. к. называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом. Если… …   Большая советская энциклопедия

  • СЕРНАЯ КИСЛОТА — h3SO4 сильная двухосновная к та. Безводная С. к. бесцветная маслянистая жидкость, застывающая в кристаллич. массу при темп ре 10.45 °С. При темп ре 296,2 °С безводная С. к. кипит с разложением. С водой и серным ангидридом SO2 С. к. смешивается в… …   Большой энциклопедический политехнический словарь

  • Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

    2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
    тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск