Химия - это просто

Популярно о химии

· Что такое химия
· Периодическая таблица

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

· Водород
· Бор
· Углерод
· Азот
· Кислород
· Алюминий
· Кремний
· Фосфор
· Сера
· Хлор
· Хром
· Марганец
· Железо
· Медь
· Цинк
· Серебро
· Золото
· Ртуть

ОБЩАЯ ХИМИЯ

ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Серная кислота (H₂SO₄)

Молекула серной кислоты имеет крестовидную форму:

Физические свойства серной кислоты:

• плотная маслянистая жидкость без цвета и запаха;
• плотность 1,83 г/см³;
• температура плавления 10,3°C;
• температура кипения 296,2°C;
• очень гигроскопична, смешивается с водой в любых отношениях;
• при растворении концентрированной серной кислоты в воде происходит выделение большого кол-ва тепла (ВАЖНО! Приливают кислоту в воду! Воду в кислоту приливать нельзя!!!)

Серная кислота бывает двух видов:

• разбавленная H₂SO₄(разб) - водный раствор кислоты, в котором процентное содержание H₂SO₄ не превышает 70%;
• концентрированная H₂SO₄(конц) - водный раствор кислоты, в котором процентное содержание H₂SO₄ превышает 70%;

Химические свойства H₂SO₄

Серная кислота полностью диссоциирует в водных растворах в две ступени:

H2SO4 ↔ H++HSO4-
HSO4- ↔ H++SO4-

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот, вступая в реакции:

• с основными оксидами:

  MgO+H2SO4 = MgSO4+H2O
  

• с основаниями:

  H2SO4+2NaOH = Na2SO4+2H2O
  

• с солями:

  H2SO4+BaCl2 = BaSO4↓+2HCl
  качественная реакция на сульфат-ион:
  SO42-+Ba2+ = BaSO4↓
  

В окислительно-восстановительных реакциях серная кислота выступает в роли окислителя, при этом, в разбавленной H₂SO₄ роль окислителей играют катионы водорода (H⁺), а в концентрированной - сульфат-ионы (SO₄^2-) (более сильные окислители, чем катионы водорода).

• разбавленная серная кислота:
  H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2
  окислитель H⁺: 2H⁺+2e^- → H₂⁰↑
• концентрированная серная кислота:
  H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2
  окислитель S⁺⁶:
  • S⁺⁶+2e^- → S⁺⁴ (SO₂)
  • S⁺⁶+6e^- → S⁰ (S)
  • S⁺⁶+8e^- → S^-2 (H₂S)

Разбавленная серная кислота реагирует с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода (реакция проходит с образованием сульфатов и выделением водорода):

H2SO4(разб)+Fe = FeSO4+H2↑

С металлами, стоящими правее водорода (медь, серебро, ртуть, золото), разбавленная серная кислота не реагирует.

Концентрированная серная кислота является более сильным окислителем, особенно это проявляется при нагревании. Концентрированная серная кислота не реагирует только с золотом, с остальными металлами, стоящими правее водорода, кислота взаимодействует с образованием сульфатов и сернистого газа. Более активными металлами (цинк, алюминий, магний) концентрированная серная кислота восстанавливается до свободной серы или сероводорода.

С остальными металлами серная кислота взаимодействует с образованием сернистого газа, серы или сероводорода (конкретный продукт восстановления серной кислоты зависит от ее концентрации):

2H2SO4(конц)+Cu = CuSO4+SO2↑+2H2O
5H2SO4(конц)+4Mg = 4MgSO4+H2S↑+4H2O
4H2SO4(конц)+3Zn = 3ZnSO4+S↓+4H2O

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы, восстанавливаясь до сернистого газа:

2H2S+6O4(конц)+S0 = 3SO2↑+2H2O
2H2S+6O4(конц)+C = C+4O2↑+2S+4O2↑+2H2O

При низких температурах концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы (железо, алюминий, никель, хром, титан), что дает возможность ее промышленной перевозки в железных цистернах.

Подробнее см. Уравнения окислительно-восстановительных реакций серной кислоты...

Получение и применение серной кислоты

Серную кислоту в промышленности получают двумя способами: контактным и нитрозным.

Контактный способ получения H₂SO₄:

• На первом этапе получают сернистый газ путем обжига серного колчедана:

  4FeS2+11O2 = 2Fe2O3+8SO2↑
  

• На втором этапе, сернистый газ окисляют кислородом воздуха до серного ангидрида, реакция идет в присутствии оксида ванадия, играющего роль катализатора:

  2SO2+O2 = 2SO3
  

• На третьем, последнем этапе, получают олеум, для этого серный ангидрид растворяют в концентрированной серной кислоте:

  H2SO4+nSO3 ↔ H2SO4·nSO3
  

• В дальнейшем олеум транспортируется в железных цистернах, а серная кислота получается из олеума разбавлением водой:

  H2SO4·nSO3+H2O → H2SO4
  

Нитрозный способ получения H₂SO₄:

• На первом этапе очищенный от пыли сернистый газ обрабатывается серной кислотой, в которой растворена нитроза (оксид азота):

  SO2+H2O+N2O3 = H2SO4+2NO↑
  

• Выделившийся оксид азота окисляется кислородом и снова поглощается серной кислотой:

  2NO+O2 = 2NO2
  NO2+NO = N2O3
  

Применение серной кислоты:

• для осушки газов;
• в производстве других кислот, солей, щелочей и проч.;
• для получения удобрений, красителей, моющих средств;
• в органическом синтезе;
• в производстве органических веществ.

Соли серной кислоты

Поскольку серная кислота является двухосновной кислотой, она дает два вида солей: средние соли (сульфаты) и кислые соли (гидросульфаты).

Сульфаты хорошо растворяются в воде, исключение составляют CaSO₄, PbSO₄, BaSO₄ - первые два плохо растворяются, а сульфат бария практически нерастворим. Сульфаты, в состав которых входит вода, называются купоросами (медный купорос - CuSO₄·5H₂O).

Отличительной особенностью солей серной кислоты является их отношение к нагреванию, например, сульфаты натрия, калия, бария устойчивы к нагреванию, не разлагаясь даже при 1000°C, в то же время, сульфаты меди, алюминия, железа разлагаются даже при незначительном нагревании с образованием оксида металла и серного ангидрида: CuSO4 = CuO+SO₃.

Горькая (MgSO₄·7H₂O) и глауберова (Na₂SO₄·10H₂O) соль используются в качестве слабительного средства. Сульфат кальция (CaSO₄·2H₂O) - при изготовлении гипсовых повязок.