Серная кислота

ученицы 9 «В» класса

гимназии № 44

Богдановой Инги

Свойства

Серная кислота представляет собой бесцветную вязкую жидкость, плотность 1,83 г/мл (20?). Температура плавления серной кислоты составляет 10,3?С, температура кипения 269,2?С.

Химические свойства серной кислоты во многом зависят от ее концентрации. В лабораториях и промышленности применяют разбавленную и концентрированную серную кислоту, хотя это деление условно (четкую границу между ними провести нельзя).

Взаимодействие с металлами

Разбавленная серная кислота взаимодействует с некоторыми металлами, например с железом, цинком, магнием, с выделением водорода:

Fe+H2SO4 =FeSO4 +H2

Некоторые малоактивные металлы, такие как медь, серебро, золото, с разбавленной серной кислотой не реагируют.

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. Она окисляет многие металлы. Продуктами восстановления кислоты обычно являются оксиды серы (IV), сероводород и сера (Н2S и S образуются в реакциях кислоты с активными металлами - магнием, кальцием, натрием, калием и др.). Примеры реакций:

Cu+2H2SO4=CuSO4+SO2+2H2O

Mg+2H2SO4=MgSO4+SO2+2H2O или

4Mg+5H2SO4=4MgSO4+H2S+4H2O

Серная кислота высокой концентрации (практически безводная) не взаимодействует с железом в результате пассивации металла. Явление пассивации связано с образованием на поверхности металла прочной сплошной пленки, состоящей из оксидов или других соединений, которые препятствуют контакту металла с кислотой. Благодоря пассивации можно хранить и перевозить концентрированную серную кислоту в стальной таре. Концентрированная серная кислота пассивирует также аллюминий, никель, хром, титан.

Взаимодействие с неметаллами

Концентрированная серная кислота может окислять неметаллы, например:

S+2H2SO4=3SO2+2H2O

Окислительные свойства концентрированной серной кислоты могут проявляться в реакциях с некоторыми сложными веществами - востановителями, например:

2KBr+2H2SO4=Br2+SO2+K2SO4+2H2O

Взаимодействия с основными оксидами и основаниями

Серная кислота проявляет все типичные свойства кислот. Так, она реагирует с основными амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием солей. Как двухосновная кислота H2SO4 образует два типа солей: средние соли - сульфаты и кислые соли - гидросульфаты. Примеры реакций:

Al2O3+3H2SO4=Al2(SO4)3+3Н2О

сульфат алюминия

2КОН+Н2SO4=K2SO4+2H2O

сульфат калия

КОН+Н2SO+=KHSO4+H2O

гидросульфат калия

Гидросульфаты образуются, когда кислота берется в избытке.

Многие соли серной кислоты выделяются из растворов в виде кристаллогидратов, например

Al2(SO4)3 18Н2О Na2SО4 10Н2О

Взаимодействие с солями

С некоторыми солями серная кислота вступает в реакции обмена, например:

СаСО3+Н2SO4=CaSO4+СО2^+Н2О

ВаСl2+H2SO4=BaSO4v+2HCl

Последняя реакция является качественной на серную кислоту и ее соли: об их присутствии в растворе судят по образованию белого осадка ВаSO4, который практически не растворяется в концентрированой азотной кислоте.

Взаимодействие с водой

При растворении в воде серная кислота активно взаимодействует с ней, образуя гидраты:

nH2O+H2SO4=H2SO4?nH2O

Благодоря способности связывать воду, серная кислота является хорошим осушителем.

Многие органические вещества, содержащие водород и кислород (бумага, древесина, ткани, сахара), при дествии серной кислоты обугливаются в результате связывания кислотой воды. Например: процесс обугливания сахара С12Н22О11 можно описать следующим уравнением:

nC12H22O11+H2SO4=12nC

Диссоциация кислоты

В водных растворах серная кислота диссоциирует на ионы

В водном растворе серная кислота является очень сильной- она диссоциирована практически полностью по юбоим ступеням. Безводная серная кислота диссоциирует в незначительной степени, т.е. является слабой.

Производство серной кислоты

Весь процесс можно разбить на три последовательные стадии: получение диоксида серы, окисление его до триоксида и поглощение триоксида серы.

Получение диоксида серы

Наиболее распространенным сырьем для получения SO2 является пирит FeS2, который подвергается обжигу:

4FeS2+11O2=2FeO2+8SO2

Обжиг производят в специальной печи.В печь снизу под давлением подается воздух с такой скоростью, чтобы слой раздробленного пирита разрыхлялся, но частицы твердого вещества не уносились потоком воздуха и обжиговых газов. Такой способ обжига называется обжигом в кипящем слое, так как слой твердого вещества похож на кипящую жидкость.

В результате обжига пирита получается обжиговый газ, который, кроме диоксида серы, содержит кислород, азот, пары воды и другие примеси. Некотрые из этих примесей вредны для последующих процессов производства серной кислоты, поэтому обжиговый газ подвергается тщательной очистке от твердых частиц (пыли) и влаги. Осушение газа проводится концентрированной серной кислотой.

Иногда в качестве сырья для получения серной кислоты используют диоксид серы, содержащийся в отходящих газах других производств или полученный сжиганием серы.

Получение триоксида серы

Вторая стадия производства серной кислоты - окисление диоксида серы кислородом воздуха до триоксида. В настоящее время этот процесс осуществляется контактныи способом: окисление производится при температуре 400- 600°С в присутствии катализаторов (платина, оксид ванадия(V) V2O5 или оксид железа(III) Fe2O3). Этот процесс экзотермический. Выделяющаяся теплота используется для подогрева обжигового газа.

Поглощение триоксида серы

Полученный оксид серы (VI) поступает в поглотительную башню, стенки которой орошаются концентрированной серной кислотой(массовая доля H2SO4 98%). Поглощение триоксида серы водой неэффективно:образуется «туман» из мелких капелек серной кислоты, который долго концентрируется.

Конечный продукт производства - раствор SO3 в серной кислоте, называемый олеумом. Он может быть разбавлен водой до серной кислоты нужной концентрации.

Применение

Серная кислота - важнейший продукт химической промышленности. Она находит примерение в производстве минеральных удобрений, волокон, пластмасс, красителей, взрывчатых веществ, в металлургии при получении меди, никеля, урана и других металлов. Используется как осушитель газов.

Большое практическое применение из солей серной кислоты имеют различные сульфаты. Медный и железный купоросы CuSO4? 5H2O и FeSO4 7H2O используются в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений, в производстве красок, для пропитки древесины в качестве антисептического средства. Купоросами называют кристаллогидраты сульфатов некоторых металлов (меди, железа, цинка, никеля).

Гипс CaSO4?2H2O и сульфат кальция СаSO4 используют в строительстве, медицине и других облостях. Из гипса при прокаливании получают алебастр СаSO4?0,5H2O:

CaSО4?2H2O=CaSO4?0,5H2O+1,5H2O

Алебастр, смешааный с водой, быстро затвердевает, превращаясь в гипс:

СаSO4?0,5H2O+1,5H2O=CaSO4?2H2O

Сульфат натрия N2SO4 используется в производстве стекла. Сульфат натрия входит в состав природного минерала Na2SO4?10H2O - глауберовой соли, или мирабилита. Сульфаты калия или аммония применяют как удобрения. Алюмокалиевык квасцы КАI(SO4)2?11H2O проявляют дубящие своцства, и их используют в производстве кожи, а также как протраву при крашении тканей. Сульфат бария ВаSО4 применяется в производстве бумаги, резины и белых минеральных красок.