Уравнения реакций с сульфатной кислотой

Уравнения реакций с сульфатной кислотой

РАЗДЕЛ II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

9. Неметаллические элементы и их соединения. Неметаллы

9.3.10. Сульфатная кислота

Сульфатная кислота H ₂ SO ₄ — это вещество молекулярного строения. Атом Серы образует шесть ковалентных связей и приобретает степень окисления +6:

Безводная сульфатная кислота — тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, нелетка. Очень гигроскопична, смешивается с водой в любых соотношениях. Растворение кислоты в воде сопровождается выделением большого количества теплоты, поэтому для ее разведения кислоту осторожно вливают в воду, обязательно перемешивая раствор!

Раствор кислоты с массовой долей H ₂ SO ₄ , меньше 70 %, называют разбавленной, а если массовая доля превышает 70 %, то концентрированной. Чаще всего в лабораториях используют концентрированный раствор с массовой долей H ₂ SO ₄ 96 % (плотность — 1,84 г/мл).

Добывание серной кислоты

Важнейшим промышленным способом добывания серной кислоты является контактный способ. Процесс получения происходит в три стадии:

1. Получение сульфур(И V ) оксида путем обжига пирита:

2. Окисления сульфур(И V ) оксида к сульфур( V И) оксида. Реакция является обратимой, экзотермической и каталитической. Катализаторами реакции являются платина, или ванадий( V ) оксид V ₂ O ₅ . Оптимальная температура реакции — 400-470 °С:

3. Растворение сульфур( V И) оксида в сульфатной кислоте:

Затем к олеуму добавляют воду, получая кислоту необходимой концентрации:

Химические свойства серной кислоты

Сульфатная кислота — это сильная, двохосновна кислота. Отличается высокой реакционной способностью. Разбавленная сульфатная кислота — сильный электролит, проявляет типичные свойства кислот.

1. Как двохосновна кислота диссоциирует ступенчато с образованием гідрогенсульфат-ионов и сульфат-ионов:

Сульфатная кислота сильная, ее диссоциация по первой ступенью происходит почти полностью.

2. Разбавленная сульфатная кислота реагирует с металлами, которые размещаются в витискувальному ряду слева от водорода, с основными и амфотерными оксидами, с основаниями, образуя кислые и средние соли, с некоторыми солями:

Взаимодействие ионов Ва 2+ и SO ₄ 2- приводит к образованию белого осадка BaSO ₄ , нерастворимого в воде и кислотах.

2. Концентрированная сульфатная кислота как сильный и нелетка кислота вытесняет летучие кислоты из их солей:

3. При нагревании выше 200 °С безводная сульфатная кислота частично разлагается:

4. Концентрированная сульфатная кислота способна отнимать воду от органических веществ, при этом она их обугливает — разлагается до углерода:

5. Окислительные свойства серной кислоты.

Разбавленная сульфатная кислота проявляет слабые окислительные свойства за счет ионов Н + , что и наблюдается в реакциях с металлами:

Концентрированная сульфатная кислота при нагревании проявляет сильные окислительные свойства. Это обусловлено тем, что Сульфур в кислоте имеет высшую степень окисления — +6. Концентрированная сульфатная кислота окисляет те металлы, которые размещаются в витискувальному ряду слева от водорода, и те, что размещаются справа от него; При этом Сульфур может восстанавливаться до сероводорода, серы или сульфур(И V ) оксида:

Степень окисления, которого приобретает Сульфур в продуктах восстановления, зависит от концентрации серной кислоты и от природы другого реагента (восстановителя): что более сильный восстановитель, с которыми реагирует кислота, тем глубже происходит процесс восстановления:

а) малоактивные металлы ( Cu , Hg , Ag ) восстанавливают концентрированную сульфатную кислоту до сульфур(И V ) оксида:

б) активные металлы (щелочные и щелочноземельные) восстанавливают концентрированную сульфатную кислоту до сероводорода:

в) металлы средней активности ( Zn , Al , Mg ), в зависимости от концентрации кислоты, одновременно могут восстанавливать концентрированную сульфатную кислоту до различных продуктов восстановления — серы, сернистого газа и сероводорода:

г) концентрированная сульфатная кислота при стандартных условиях не реагирует с железом, алюминием, хромом. Это связано с тем, что на поверхности металла образуется тонкая пленка оксида, которая является инертной относительно кислоты при этих условиях. Такой процесс называют пасивацією 1 . При нагревании эти металлы растворяются в кислотах, образуя соли с высшей степенью окисления металла:

При нагревании с концентрированной сульфатной кислотой практически реагируют все металлы, кроме золота и платины. Концентрированная сульфатная кислота окисляет также неметаллы:

Концентрированная сульфатная кислота окисляет бромид и іодид-ионы до свободных галогенов, однако не может окислять хлорид-ионы до С1₂, что дает возможность добывать НС l из солей при ее участии:

Соли серной кислоты

Как двохосновна кислота сульфатная кислота образует два ряда солей: средние, которые называют сульфатами, и кислые — гідрогенсульфати. Среди сульфатов являются соли, содержащие кристалізаційну воду; некоторые из них называют купоросами.

Сульфаты (средние соли)

Гідрогенсульфати (кислые соли)

Купороси — это кристаллогидраты сульфатов металлических элементов: Fe , Cu , Zn , Ni , Co

CuSO ₄ · 5 H ₂ O — медный купорос, (купрум(II) сульфат пентагидрат) FeSO ₄ · 7Н₂ O — железный купорос, (феррум(II) сульфат гептагидрат) ZnSO ₄ · 7Н₂ O — цинковый купорос (цинк сульфат гептагидрат)

Другие важные кристаллогидраты

2 CaSO ₄ · Н₂ O — алебастр

CaSO ₄ · 2Н ₂ O — гипс, кальций сульфат дигидрат

Na ₂ SO ₄ · 10Н₂ O — глауберова соль, натрий сульфат декагідрат

Галуны (двойные соли)

KAl ( SO ₄ )₂ · 12Н₂ O — алюмокалієвий галун

Химические свойства сульфатов

1. Сульфаты проявляют общие свойства солей: взаимодействие с металлами, некоторыми кислотами и солями:

2. Во время нагрева:

а) сульфаты активных металлов (щелочных и некоторых щелочноземельных) не разлагаются даже при 1000 °С;

б) сульфаты металлических элементов средней активности разлагаются на оксид и сульфур( V ) оксид:

в) сульфаты Cu , Fe , Al разлагаются даже при незначительном нагревании:

г) сульфаты некоторых металлических элементов разлагаются с образованием металла, сульфур( IV ) оксида и кислорода:

Использование серной кислоты и сульфатов

Сульфатную кислоту используют для извлечения взрывчатых веществ, как осушитель газов, в процессе переработки руд; производства ортофосфатной кислоты и фосфорных удобрений, лекарственных препаратов и ряда органических веществ (волокон, пластмасс, красителей); для очистки нефтепродуктов, металлических поверхностей изделий перед нанесением защитного покрытия; как электролит в аккумуляторах.

Магний сульфат гептагидрат MgSO ₄ · 7Н₂ O и натрий сульфат декагідрат Na ₂ SO ₄ · 10Н₂ O используют в медицине как слабительное средство.

Галуны (двойные соли с общей формулой Me + Me 3+ ( SO ₄ )₂ · 12Н₂ O ) применяют в медицине, а также во время процесса окраски тканей и дубления кожи.

Гипс и кальций сульфат используют в медицине и строительстве.

Калий сульфат и аммоний сульфат применяют как удобрения.

Барий сульфат используют в производстве бумаги, резины, белой минеральной краски, а также в медицине для проведения рентгеноскопии пищеварительной трубки.

Медный и железный купорос применяют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями и болезнями растений; в производстве красок, для пропитки древесины (для борьбы с вредителями) и как антисептическое средство.

Натрий сульфат иногда используют вместо других солей Натрия во время производства стекла и соды.

1 Поскольку железо пассивируется концентрированной серной кислотой, ее транспортируют и хранят в железных цистернах.

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 :

• Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
• Очистка полученного газа от примесей.
• Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
• Взаимодействие серного ангидрида с водой.

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

Общие научные принципы химического производства:

1. Непрерывность.
2. Противоток
3. Катализ
4. Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
5. Теплообмен
6. Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .

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.

Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

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).

Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Или с силикатом натрия:

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

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:

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

Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

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

Например , серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

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.

Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

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

Сульфатная кислота: формула и химические свойства

Одна из самых первых минеральных кислот, которая стала известна человеку, — это серная, или сульфатная. Не только сама она, но и многие ее соли использовались в строительстве, медицине, пищевой промышленности, в технических целях. До сих пор в этом отношении ничего не изменилось. Ряд характеристик, которыми обладает сульфатная кислота, делают ее просто незаменимой в химических синтезах. Кроме этого, практически во всех отраслях быта и промышленности находят применение ее соли. Поэтому подробно рассмотрим, что она собой представляет и в чем заключаются особенности проявляемых свойств.

Разнообразие названий

Начнем с того, что названий у этого вещества немало. Среди них есть и те, что образуются по рациональной номенклатуре, и те, которые исторически сложились. Итак, это соединение обозначают как:

• сульфатная кислота;
• купоросное масло;
• серная кислота;
• олеум.

Хотя термин «олеум» не совсем подходит для данного вещества, поскольку является смесью серной кислоты и высшего оксида серы — SO₃.

Сульфатная кислота: формула и строение молекулы

С точки зрения химической аббревиатуры записать формулу данной кислоты можно так: H₂SO₄. Очевидно, что молекула состоит из двух катионов водорода и аниона кислотного остатка — сульфат-иона, имеющего заряд 2+.

При этом внутри молекулы действуют следующие связи:

• ковалентная полярная между серой и кислородами;
• ковалентная сильно полярная между водородом и кислотным остатком SO₄.

Сера, имея 6 неспаренных электронов, образует две двойные связи с двумя атомами кислорода. Еще с парой — одинарные, а те, в свою очередь, — одинарные с водородами. В результате строение молекулы позволяет быть ей достаточно прочной. В то же время катион водорода очень подвижен и легко уходит, ведь сера и кислород гораздо больше по электроотрицательности. Стягивая электронную плотность на себя, они предоставляют водороду частично положительный заряд, который при отсоединении становится полным. Так формируются кислые растворы, в которых находится Н + .

Если говорить о степенях окисления элементов в соединении, то сульфатная кислота, формула которой H₂SO₄, легко позволяет рассчитать их: у водорода +1, у кислорода -2, у серы +6.

Как и в любой молекуле, суммарный заряд равен нулю.

История открытия

Сульфатная кислота известна людям с самой древности. Еще алхимики умели получать ее методами прокаливания разных купоросов. С самого IX века люди получали и использовали это вещество. Позже в Европе Альберт Магнус научился извлекать кислоту в процессе разложения железного купороса.

Однако ни один из способов выгодным не был. Затем стал известен так называемый камерный вариант синтеза. Для этого сжигали серу и селитру, а выделяющиеся пары поглощали водой. В результате формировалась сульфатная кислота.

Еще позже англичане сумели найти самый дешевый метод получения данного вещества. Для этого использовался пирит — FeS₂, железный колчедан. Его обжиг и последующее взаимодействие с кислородом до сих пор составляют один из самых главных промышленных способов синтеза серной кислоты. Такое сырье более доступное, дешевое и качественное для больших объемов производства.

Физические свойства

Есть несколько параметров, в том числе и наружные, по которым отличается от других сульфатная кислота. Физические свойства ее можно описать в нескольких пунктах:

1. При стандартных условиях — жидкость.
2. В концентрированном состоянии является тяжелой, маслянистой, за что и получила название «купоросное масло».
3. Плотность вещества — 1,84 г/см 3 .
4. Не имеет цвета и запаха.
5. Обладает выраженным «медным» вкусом.
6. Растворяется в воде очень хорошо, практически неограниченно.
7. Гигроскопична, способна улавливать как свободную, так и связанную воду из тканей.
8. Нелетучая.
9. Температура кипения — 296 о С.
10. Плавление при 10,3 о С.

Одна из важнейших особенностей данного соединения заключается в способности гидратироваться с выделением большого количества теплоты. Именно поэтому еще со школьной скамьи детям внушается, что добавлять воду к кислоте ни в коем случае нельзя, а только наоборот. Ведь по плотности вода легче, поэтому будет скапливаться на поверхности. Если резко добавить ее к кислоте, то в результате реакции растворения выделится настолько большое количество энергии, что вода вскипит и начнет разбрызгиваться вместе с частицами опасного вещества. Это может вызвать сильные химические ожоги кожи рук.

Поэтому следует тоненькой струйкой вливать кислоту в воду, тогда смесь сильно нагреется, но вскипания не произойдет, а значит, разбрызгивания жидкости тоже.

Химические свойства

С точки зрения химии данная кислота является очень сильной, особенно если это концентрированный раствор. Она двухосновная, поэтому диссоциирует ступенчато, с образованием гидросульфат- и сульфат-аниона.

В целом ее взаимодействие с различными соединениями соответствует всем основным реакциям, характерным для этого класса веществ. Можно привести примеры нескольких уравнений, в которых принимает участие сульфатная кислота. Химические свойства проявляются в ее взаимодействии с:

• солями;
• оксидами и гидроксидами металлов;
• амфотерными оксидами и гидроксидами;
• металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода.

В результате подобных взаимодействий практически во всех случаях образуются средние соли данной кислоты (сульфаты) либо кислые (гидросульфаты).

Особенной чертой также является то, что с металлами по обычной схеме Me + H₂SO₄ = MeSO₄ + H₂↑ реагирует лишь раствор данного вещества, то есть разбавленная кислота. Если же взять концентрированный или сильно насыщенный (олеум), то продукты взаимодействия будут совсем иными.

Особые свойства серной кислоты

К таковым относится как раз взаимодействие концентрированных растворов с металлами. Так, существует определенная схема, отражающая весь принцип таких реакций:

1. Если металл активный, то в результате происходит образование сероводорода, соли и воды. То есть сера восстанавливается до -2.
2. Если металл средней активности, то в результате — сера, соль и вода. То есть восстановление сульфат-иона до свободной серы.
3. Металлы низкой химической активности (после водорода) — сернистый газ, соль и вода. Сера в степени окисления +4.

Также особыми свойствами сульфатной кислоты являются способности окислять некоторые неметаллы до их высшей степени окисления и вступать в реакции со сложными соединениями и окислять их до простых веществ.

Способы получения в промышленности

Сульфатный процесс получения серной кислоты складывается из двух основных типов:

Оба являются самыми распространенными способами в промышленности во всех странах мира. Первый вариант основан на использовании в качестве сырья железного колчедана или серного пирита — FeS₂. Всего выделяют три этапа:

1. Обжиг сырья с образованием в качестве продукта горения сернистого газа.
2. Пропускание этого газа через кислород над ванадиевым катализатором с образованием серного ангидрида — SO₃.
3. В поглотительной башне осуществляется растворение ангидрида в растворе сульфатной кислоты с формированием раствора высокой концентрации — олеума. Очень тяжелая маслянистая густая жидкость.

Второй вариант — это практически то же самое, но в качестве катализатора используются оксиды азота. С точки зрения таких параметров, как качество продукции, стоимость и энергозатраты, чистота сырья, производительность, первый способ более эффективен и приемлем, поэтому чаще используется именно он.

Синтез в лаборатории

Если необходимо получить серную кислоту в небольших количествах для лабораторных исследований, то лучше всего подходит способ взаимодействия сероводорода с сульфатами малоактивных металлов.

В этих случаях происходит образование черных сульфидов металлов, и как побочный продукт образуется серная кислота. Для небольших исследований такой вариант подходит, однако чистотой такая кислота отличаться не будет.

Также в лаборатории можно провести качественную реакцию на сульфатные растворы. Самым распространенным реактивом является хлорид бария, так как ион Ва 2+ вместе с сульфат-анионом выпадает в белый осадок — баритовое молоко: H₂SO₄ + BaCL₂ = 2HCL + BaSO₄↓

Самые распространенные соли

Сульфатная кислота и сульфаты, которые она образует, являются важными соединениями во многих отраслях промышленности и быта, в том числе и пищевой. Самыми распространенными солями серной кислоты являются следующие:

1. Гипс (алебастр, селенит). Химическое название — водный кристаллогидрат сульфата кальция. Формула: CaSO₄. Используется в строительстве, медицине, целлюлозно-бумажной промышленности, изготовлении ювелирных изделий.
2. Барит (тяжелый шпат). Сульфат бария. В растворе представляет собой молочный осадок. В твердом виде — прозрачные кристаллы. Используется в оптических приборах, рентгеновских излучениях, для изготовления изолирующего покрытия.
3. Мирабилит (глауберова соль). Химическое название — кристаллогидрат сульфата натрия десятиводный. Формула: Na₂SO₄*10H₂O. Применяется в медицине как слабительное средство.

Можно привести в качестве примеров много солей, которые имеют практическую значимость. Однако упомянутые выше — самые распространенные.

Сульфатный щелок

Данное вещество представляет собой раствор, который образуется вследствие термической обработки древесины, то есть целлюлозы. Главное назначение этого соединения — получение на его основе сульфатного мыла методом отстаивания. Химический состав сульфатного щелока следующий:

• лигнин;
• гидроксикислоты;
• моносахариды;
• фенолы;
• смолы;
• летучие и жирные кислоты;
• сульфиды, хлориды, карбонаты и сульфаты натрия.

Существуют два основных вида данного вещества: белый и черный сульфатный щелок. Белый уходит на целлюлозно-бумажное производство, а черный используется для получения сульфатного мыла в промышленности.

Основные области применения

Ежегодное производство серной кислоты составляет 160 млн. тонн в год. Это очень значительная цифра, которая говорит о важности и распространенности данного соединения. Можно выделить несколько отраслей и мест, где необходимо использование сульфатной кислоты:

1. В аккумуляторах в качестве электролита, особенно в свинцовых.
2. На заводах, где производятся сульфатные удобрения. Основная масса данной кислоты идет именно на изготовление минеральных подкормок для растений. Поэтому заводы по производству серной кислоты и изготовлению удобрений чаще всего строят рядом.
3. В пищевой промышленности в качестве эмульгатора, обозначаемого кодом Е513.
4. В многочисленных органических синтезах в качестве водоотнимающего средства, катализатора. Так получают взрывчатые вещества, смолы, чистящие и моющие средства, капроны, полипропилен и этилен, красители, химические волокна, сложные эфиры и прочие соединения.
5. Используют в фильтрах для очистки воды и изготовления дистиллированной воды.
6. Применяют при добыче и обработке редких элементов из руды.

Также много серной кислоты уходит на лабораторные исследования, где ее получают местными способами.