Как из h2so4 получить so2 уравнение

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) – это кислотный оксид . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV)

1. Сжигание серы на воздухе :

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например , сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например , взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Химические свойства оксида серы (IV)

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя .

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов .

Например , оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

2. При взаимодействии с водой S O₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например , оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

Озон также окисляет оксид серы (IV):

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Например , при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

Оксиды серы. Серная кислота

Сера с кислородом образует два оксида: SO₂ – оксид серы (IV) и SO₃ – оксид серы (VI).

Оксид серы (IV) — SO₂ (сернистый газ, сернистый ангидрид)

Сернистый газ – это бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объёме воды растворяется около 40 объёмов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота H₂SO₃.

Химические свойства

Сернистый газ – типичный кислотный оксид. Он взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):

б) с основными оксидами:

Сернистая кислота существуют только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.

Как окислитель SO₂ реагирует с более сильными восстановителями, например с сероводородом:

Как восстановитель SO₂ реагирует с более сильными окислителями, например с кислородом в присутствии катализатора, с хлором и т.д.:

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

а) при действии кислот на сульфиты:

б) при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:

Применение

Сернистый газ находит широкое применение в текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют в сельском хозяйстве для уничтожения вредных микроорганизмов в теплицах и погребах. В больших количествах SO₂ идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI) – SO₃ (серный ангидрид)

Серный ангидрид SO₃ – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 о С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей – кислые (гидросульфиты) и средние (сульфаты):

Особым свойством SO₃ является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO₃ в серной кислоте имеет название олеум.

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO₂):

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.

Серная кислота H₂SO₄

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO₄∙7H₂O): 2FeSO₄ = Fe₂O₃ + SO₃↑ + SO₂↑ либо смесь серы с селитрой: 6KNO₃ + 5S = 3K₂SO₄ + 2SO₃↑ + 3N₂↑, а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H₂SO₄ называли купоросным маслом или серным маслом. В 1595 г. алхимик Андреас Либавий установил тождественность обоих веществ.

Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в XVIII в. был открыт процесс получения из индиго индигокармина – устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству серной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 г. Процесс осуществляли в свинцовых камерах, на дно которых наливали воду. В верхней части камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда запускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне ёмкости не образовывалась кислота требуемой концентрации.

В XIX в. способ усовершенствовали: вместо селитры стали использовать азотную кислоту (она при разложении в камере даёт NO₂). Чтобы возвращать в систему нитрозные газы были сконструированы специальные башни, которые и дали название всему процессу – башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.

Серная кислота

Серная кислота – это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду (а не наоборот!) и перемешивать раствор.

Раствор серной кислоты в воде с содержанием H₂SO₄ менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, а раствор более 70% — концентрированной серной кислотой.

Химические свойства

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она реагирует:

Процесс взаимодействия ионов Ва 2+ с сульфат-ионами SO₄ 2+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO₄. Это качественная реакция на сульфат-ион.

Окислительно – восстановительные свойства

В разбавленной H₂SO₄ окислителями являются ионы водорода Н + , а в концентрированной – сульфат-ионы SO₄ 2+ . Ионы SO₄ 2+ являются более сильными окислителями, чем ионы Н + (см.схему).

В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода. При этом образуются сульфаты металлов и выделяется водород:

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы и некоторые органические вещества.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Cu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты – SO₂.

Реакция серной кислоты с цинком

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO₂, S, H₂S:

На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах:

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO₂:

Получение и применение

Реакция серной кислоты с сахаром

В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:

1. Получение SO₂ путем обжига пирита:

1. Окисление SO₂ в SO₃ в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):

Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:

Серная кислота находит разнообразное применение в самых различных областях народного хозяйства. Ее используют для осушки газов, в производстве других кислот, для получения удобрений, различных красителей и лекарственных средств.

Соли серной кислоты

Железный купорос

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO₄, еще менее PbSO₄ и практически нерастворим BaSO₄). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO₄ ∙ 5H₂O медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O железный купорос

Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию.

Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при 1000 о С, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO₃:

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом» Производство-серной-кислоты-контактным-способом.docx (Одна Загрузка)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

*на изображении записи фотография медного купороса

Похожее

Добавить комментарий Отменить ответ

Репетитор по химии. Занятия проходят онлайн по Скайпу. По всем вопросам пишите в Ватсапп: +7 928 285 70 42

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:

• гигроскопичная — легко поглощает водяной пар из воздуха;
• коррозионная — сильный окислитель и дегидратирующий агент;
• вызывает ожоги — даже при малых концентрациях способна к образованию химических и вторичных термических ожогов.

Серная кислота в истории

Изучение витриола (купороса) — категории стекловидных минералов, из которых может быть получена кислота, началось в древности.

• Одни из самых ранних дискуссий о происхождении и свойствах витриола — в работах греческого врача Диоскорида (I век нашей эры) и римского натуралиста Плиния Старшего (23-79 годы нашей эры).

Средневековые алхимики исламской эпохи, Джабир ибн Хайян (721 — 815, также известный как Гебер), Рази (865 — 925) и Джамаль Дин аль — Ватват (1318), включили купорос в списки классификации минералов.

• Ибн Сина (Авиценна) сосредоточился на медицинских применениях и различных разновидностях витриола.

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 XVII веке германо — голландский химик Иоганн Глаубер приготовил серную кислоту, сжигая серу вместе с селитрой (нитрат калия, KNO3), в присутствии пара. По мере разложения солевого раствора он окислял серу до SO3, который объединялся с водой для получения серной кислоты.

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

• В 1746 году в Бирмингеме Джон Робак применил этот способ для получения H₂SO₄ в камерах со свинцовой облицовкой, которые были более прочными, менее дорогими и более крупными, чем ранее использовавшиеся стеклянные контейнеры. Этот процесс позволил эффективно индустриализовать производство 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

• процесс влажной серной кислоты (метод WSA), мокрый катализ;

• метод «свинцовой камеры» — первый индустриальный способ получения серной кислоты;

• «контактный метод» — современный способ получения больших объемов H₂SO₄.

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.

• Она легко разлагает белки и липиды посредством гидролиза амида и сложного эфира при контакте с живыми тканями, такими как кожа и мышцы;

• проявляет сильное дегидратирующее свойство на углеводах, высвобождая дополнительное тепло и вызывая вторичные термические ожоги;

• быстро атакует роговицу и может вызвать постоянную слепоту, если плеснуть на глаза;

• в случае проглатывания она необратимо повреждает внутренние органы и может даже привести к летальному исходу;

• сильные окислительные свойства делают ее сильно коррозионной по отношению ко многим металлам и могут привести к его разрушению на других материалах.

По этим причинам ущерб, наносимый серной кислотой, потенциально является более серьезным, чем ущерб, наносимый другими сравнительно сильными кислотами, такими как соляная кислота и азотная кислота.

Серная кислота и ее Опасность

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

• Воздействие паров в высоких концентрациях приводит к немедленному и сильному раздражению глаз, дыхательных путей и слизистых оболочек: это быстро прекращается после воздействия, хотя существует риск последующего отека легких, если повреждение тканей было более сильным.

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

• Повторное воздействие сернокислых туманов может повысить вероятность развития рака легких до 64 процентов.

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.

• В таких случаях чаще всего поражается спинной мозг, но зрительные нервы могут демонстрировать демиелинизацию, потерю аксонов и глиозы.

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:

• Азия — 35%,

• Северная Америка (включая Мексику) — 24%,

• Африка 11%, Западная Европа — 10%,

• Восточная Европа и Россия — 10%,

• Австралия и Океания — 7%,

• Южная Америка — 7%.

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.

• Под воздействием воздуха они выделяют кислоту, тем самым разрушая себя и близлежащие морские водоросли в процессе.

Серная кислота и Венера

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

• Ультрафиолетовые фотоны с длинами волн менее 169 нм могут фотодиссоциировать диоксид углерода на монооксид углерода и атомный кислород.

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.

• Постоянные венерины облака производят концентрированный кислотный дождь, так как облака в атмосфере Земли производят водный дождь.

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.

• H₂SO₄ в растворе с водой вызывает значительное снижение температуры плавления воды до 210 К (− 63 С), и это делает более вероятным существование жидких растворов под ледяной коркой Европы.

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.

• Разбавленная серная кислота является составной частью кислотного дождя, который образуется атмосферным окислением диоксида серы в присутствии воды, то есть окислением сернистой кислоты.

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

• Серная кислота образуется путем окисления сульфидных минералов, таких как сульфид железа.

• В стратосфере, втором слое атмосферы, который обычно находится между 10 и 50 км над поверхностью Земли, серная кислота образуется в результате окисления вулканического диоксида серы гидроксильным радикалом.

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