что такое h2so4 в химии

Серная кислота

Обладает выраженным дегидратационным (водоотнимающим) действием. При попадании на кожу или слизистые оболочки приводит к тяжелым ожогам.

Получение

Известны несколько способов получения серной кислоты. Применяется промышленный (контактный) способ, основанный на сжигании пирита, окислении образовавшегося SO₂ до SO₃ и последующим взаимодействием с водой.

Нитрозный способ получения основан на взаимодействии сернистого газа с диоксидом азота IV в присутствии воды. Он состоит из нескольких этапов:

В окислительной башне смешивают оксиды азота (II) и (IV) с воздухом:

Смесь газов подается в башни, орошаемые 75-ной% серной кислотой, здесь смесь оксидов азота поглощается с образованием нитрозилсерной кислоты:

В ходе гидролиза нитрозилсерной кислоты получают азотистую кислоту и серную:

В упрощенном виде нитрозный способ можно записать так:

Химические свойства

В водном растворе диссоциирует ступенчато.

С солями реакция идет, если в результате выпадает осадок, образуется газ или слабый электролит (вода). Серная кислота, как и многие другие кислоты, способна растворять осадки.

Подчеркну, что реакции разбавленной серной кислоты с железом и хромом не сопровождаются переходом этих элементов в максимальную степень окисления. Они окисляются до +2.

Cu + H₂SO_4(разб.) ⇸ (реакция не идет, медь не может вытеснить водород из кислоты)

Холодная концентрированная серная кислота пассивирует Al, Cr, Fe, Ni, Be, Co. При нагревании или амальгамировании данных металлов реакция идет.

Обратите особое внимание, что при реакции железа, хрома с концентрированной серной кислотой достигается степень окисления +3. В подобных реакциях с разбавленной серной кислотой (написаны выше) достигается степень окисления +2.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Серная кислота

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Общие научные принципы химического производства:

Химические свойства

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄ – ⇄ H + + SO₄ 2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Или с силикатом натрия:

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями.

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

Источник

Серная кислота. Общая характеристика, получение, химические свойства

Серная кислота, также известная как масло витриола, или купоросное масло представляет собой минеральную кислоту, состоящую из элементов серы, кислорода и водорода, с молекулярной формулой H₂SO₄.

Она является бесцветной, не имеющей запаха вязкой жидкостью, которая растворима в воде и синтезируется в реакциях, которые являются сильно экзотермическими.

Чистая серная кислота является вязкой прозрачной жидкостью, как масло, и это объясняет старое название кислоты («масло витриола»).

Обладает следующими важными характеристиками:

Серная кислота в истории

Мухаммад ибн Закарий аль-Рази (854-925) считается первым, кто произвел серную кислоту. Серная кислота была названа «маслом витриола» средневековыми европейскими алхимиками, потому что она была приготовлена обжаркой «зелёного купороса» (сульфата железа (II)) в железной реторте.

В 1736 году лондонский фармацевт Джошуа Уорд использовал этот метод для начала первого крупномасштабного производства серной кислоты.

После нескольких уточнений этот способ, называемый процессом в свинцовой камере или «камерный процесс», оставался стандартом для производства серной кислоты в течение почти двух столетий.

В 1831 году британский торговец уксусом Перегрин Филлипс запатентовал «контактный процесс», который был гораздо более экономичным процессом производства серного ангидрида и концентрированной серной кислоты.

Получение серной кислоты

Существует несколько способов получения серной кислоты, в частности

Серная кислота и Вода

Концентрированная серная кислота обладает очень мощным дегидратирующим свойством, удаляя воду (H2O) из других химических соединений, включая сахар и другие углеводы, и получая углерод, тепло и пар.

Приготовление разбавленной кислоты может быть опасным из-за тепла, выделяющегося в процессе разбавления.

Вода обладает более высокой теплоемкостью, чем кислота, и поэтому сосуд из холодной воды будет поглощать тепло по мере добавления кислоты.

Поскольку реакция гидратации серной кислоты является очень экзотермической, разбавление всегда должно осуществляться добавлением кислоты к воде, а не воды к кислоте.

Реакция находится в равновесии, которое способствует быстрому протонированию воды, добавление кислоты к воде гарантирует, что кислота является ограничительным реагентом.

Эту реакцию лучше всего рассматривать как образование ионов гидроксония:

Серная кислота и Ожоги

Серная кислота способна вызывать сильные ожоги, особенно когда она находится в высоких концентрациях.

Серная кислота и ее Опасность

Основными профессиональными рисками, создаваемыми этой кислотой, являются контакт с кожей, приводящий к ожогам и вдыхание паров.

При более низких концентрациях наиболее часто сообщаемым симптомом хронического воздействия сернокислотных аэрозолей является эрозия зубов, обнаруженная практически во всех исследованиях.

В США допустимый предел воздействия на серную кислоту установлен на уровне 1 мг/м3: пределы в других странах аналогичны. Были сообщения о приеме серной кислоты в пищу, приводящем к дефициту витамина B12 с комбинированной дегенерацией.

Серная кислота и ее Применение

Производство H₂SO₄ в стране является хорошим показателем ее промышленной прочности.

Мировое производство в 2004 году составило около 180 миллионов тонн при следующем географическом распределении:

Большая часть этого количества (≈60%) потребляется на удобрения, в частности на суперфосфаты, фосфат аммония и сульфаты аммония.

Около 20% используется в химической промышленности для производства моющих средств, синтетических смол, красителей, фармацевтических препаратов, нефтяных катализаторов, инсектицидов и антифризов, а также в различных процессах, таких как кислотизация нефтяных скважин, восстановление алюминия, проклеивание бумаги, обработка воды.

Около 6% применений относятся к пигментам и включают краски, эмали, печатные краски, мелованные ткани и бумагу.

Остальное количество ( ≈14% ) применяется в таких отраслях, как производство взрывчатых веществ, целлофана, ацетата и вискозного текстиля, смазочных материалов, цветных металлов и батарей.

Серная кислота и Водоросли

H₂SO₄ используется в качестве защиты некоторыми морскими видами, например, фаэофит Desmarestia munda (порядок Desmarestiales) концентрирует серную кислоту в клеточных вакуолях.

Серная кислота и Венера

Серная кислота образуется в верхних слоях атмосферы Венеры при фотохимическом воздействии Солнца на диоксид углерода, диоксид серы и водяной пар.

В верхних, более холодных частях атмосферы Венеры серная кислота существует в виде жидкости, а густые облака серной кислоты полностью затмевают поверхность планеты, если смотреть сверху.

Серная кислота и Европа

Инфракрасные спектры, полученные космическим аппаратом NASA Galileo, показывают различные поглощения на спутнике Юпитера Европе, которые приписываются одному или нескольким гидратам серной кислоты.

Трактовка спектров несколько спорна. Некоторые планетологи предпочитают присваивать спектральные особенности сульфатному иону, возможно, как части одного или нескольких минералов на поверхности Европы.

Серная кислота на Земле

Чистая серная кислота не встречается естественным образом на Земле в безводной форме из-за ее большого сродства к воде.

Диоксид серы является основным побочным продуктом, получаемым при сжигании серосодержащих видов топлива, таких как уголь или нефть.

Поскольку серная кислота достигает перенасыщения в стратосфере, она может образовать частицы аэрозоля и обеспечить поверхность для роста аэрозоля путем конденсации и коагуляции с другими аэрозолями вода-серная кислота, что приводит к образованию стратосферного аэрозольного слоя.

Таблица 1: Химические свойства серной кислоты

Реагенты

Разбавленная H₂SO₄

Концентрированная H₂SO₄

Металлы активные

(Ca, Na, Ba, Zn, Mg)

Металлы средней активности

(Fe, Sn, Cr, Co, Ni, Pb)

Малоактивные металлы

(Hg, Ag, Cu, Bi)

H₂SO₄ (k.) + Au, Pt ≠ ни при каких условиях

Источник

Серная кислота. Свойства серной кислоты.

Серная кислота H₂SO₄ – нелетучая тяжелая жидкость, хорошо растворима в воде (при нагревании). t_пл. = 10,3°C, t_кип. = 296°С,

Отлично впитывает влагу, поэтому часто выступает в качестве осушителя.

Производство серной кислоты представляет собой контактный процесс. Его можно разделить на 3 этапа:

1. Получение SO₂ путем сжигания серы или обжигом сульфидов.

3. Поглощение SO₃ серной кислотой, в результате чего образуется 100% серная кислота (олеум):

Воду использовать нельзя из-за образования тумана.

Химические свойства серной кислоты.

Серная кислота H₂SO₄ – двухосновная кислота, которая обладает большой силой. В воде она диссоциирует ступенчато:

Разбавленная серная кислота реагирует только с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

В реакциях с щелочами или основными оксидами образует сульфаты или гидрофильфаты:

Необходимо отметить, что сульфат бария является нерастворимым сульфатом, поэтому его используют в качестве индикатора на присутствие сульфат-ионов.

Концентрированная H₂SO₄ окисляет медь, серебро, углерод и фосфор:

Концентрированная H₂SO₄ при обычных условиях не взаимодействует с Al, Cr, Fe, но при нагревании вступает в реакцию.

Концентрированная H₂SO₄ быстро вступает в реакцию с водой, выделяя пр этом огромное количество тепла.

Источник

Урок №14. Серный ангидрид и серная кислота

Повторите темы уроков 9 класса:

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость, «дымит» на воздухе, поглощая пары воды.

Способы получения

Оксид серы (VI) получают в реакциях окисления:

SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO

Разложением сульфата железа (III):

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

2. Серный ангидрид – типичным кислотный оксид, взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

SO 3 + 2NaOH ( избыток) = Na 2 SO 4 + H 2 O

SO 3 + NaOH ( избыток) = NaHSO 4

SO 3 + MgO = t = MgSO 4

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель:

SO 3 + 2KI = I 2 + K 2 SO 3

3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O

5SO 3 + 2P = P 2 O 5 + 5SO 2

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO 3 в H 2 SO 4

РЕАКЦИИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

Химические свойства разбавленной серной кислоты

1) Диссоциация протекает ступенчато:

(первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

(вторая ступень, образуется сульфат – ион)

2) Взаимодействие с металлами:

Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (разб) → Zn +2 SO 4 + H 2 0 ↑

Zn 0 + 2H + → Zn 2+ + H 2 0 ↑

3) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

CuO + 2H + → Cu 2+ + H 2 O

4) Взаимодействие с основаниями:

H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H 2 SO 4 + NaOH → NaНSO 4 + 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) Обменные реакции с солями:

Серная кислота – сильная нелетучая кислота, вытесняет из солей другие менее сильные кислоты:

MgCO 3 + H 2 SO 4 → MgSO 4 + H 2 O + CO 2 ↑

MgCO 3 + 2H + → Mg 2+ + H 2 O + CO 2 ­↑

Н 2 SO 4 + 2NaHCO 3 = Na 2 SO 4 + CO 2 ↑ + H 2 O

H 2 SO 4 + Na 2 SiO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ↓

Качественная реакция на сульфат-ион

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓

Образование белого осадка BaSO 4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

6) Реагирует с аммиаком

Химические свойства концентрированной серной кислоты

1. С водой образуются гидраты:

H 2 SO 4 + nH 2 O = H 2 SO 4 ·nH 2 O + Q

Органические вещества обугливаются!

2H 2 SO 4 + C = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

2. Серная кислота окисляет неметаллы

неМе + H 2 SO 4 (конц.) = H 2 O + SO 2 + Кислотный гидроксид

, где степень окисления неметалла – высшая

C + 2H 2 SO 4 = 2H 2 O + CO 2 + 2SO 2

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O

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

3. Взаимодействие серной кислоты с металлами

H 2 SO 4 (конц.) + Me = t = соль + H 2 O + Х

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании образуется газа SO 2 :

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

6H 2 SO 4(конц.) + 2Al = t = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

2H 2 SO 4 (конц.) + Cu = CuSO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O

2H 2 SO 4 (конц.) + Hg = HgSO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O

2H 2 SO 4 (конц.) + 2Ag = Ag 2 SO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

3Mg + 4H 2 SO 4 = 3MgSO 4 + S + 4H 2 O

При взаимодействии со щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

5H 2 SO 4 (конц.) + 4Zn = 4ZnSO 4 + H 2 S↑ + 4H 2 O

4. Взаимодействие с восстановителями

Концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород при комнатной температуре:

3H 2 SO 4 (конц.) + 2KBr = Br 2 ↓ + SO 2 ↑ + 2KHSO 4 + 2H 2 O

5H 2 SO 4 (конц.) + 8KI = 4I 2 ↓ + H 2 S↑ + K 2 SO 4 + 4H 2 O

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

СОЛИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

1) Разложение сульфатов

Термически устойчивые сульфаты – сульфаты щелочных металлов (в том числе лития), они плавятся не разлагаясь

Остальные сульфаты при нагревании разлагаются на оксид серы(IV), оксид металла и кислород:

2CuSO 4 = t = 2CuO + SO 2 + O 2 (SO 3 )

2Al 2 (SO 4 ) 3 = t = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2

2ZnSO 4 = t = 2ZnO + SO 2 + O 2

2Cr 2 (SO 4 ) 3 = t = 2Cr 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2

4FeSO 4 = t = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

Так как оксиды тяжёлых и благородных металлов разлагаются сами, разложение их сульфатов следует записывать до металла:

Ag 2 SO 4 = t = 2Ag + SO 2 + O 2

HgSO 4 = t = Hg + SO 2 + O 2

2) Сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями, восстанавливаясь до сульфидов.

CaSO 4 + 4C = CaS + 4CO

3) Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты

Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O − глауберова соль

CaSO 4 ∙ 2H 2 O − гипс

CuSO 4 ∙ 5H 2 O − медный купорос

FeSO 4 ∙ 7H 2 O − железный купорос

ZnSO 4 ∙ 7H 2 O − цинковый купорос

Na 2 CO 3 ∙ 10H 2 O − кристаллическая сода

Источник