Физические свойства серной кислоты кратко

Обновлено: 06.07.2024

Содержание

Название

До XX века часто серную кислоту называли купоросом (как правило это был кристаллогидрат, по консистенции напоминающий масло) или купоросным маслом, очевидно отсюда происхождение названия ее солей (а точнее именно кристаллогидратов) - купоросы.

Физические и физико-химические свойства

Очень сильная кислота, при 18 о С pK_a (1) = −2,8, pK_a (2) = 1,92 (К₂ 1,2 10 −2 ); длины связей в молекуле S=O 0,143 нм, S—OH 0,154 нм, угол HOSOH 104°, OSO 119°; кипит, образуя азеотропную смесь (98,3 % H₂SO₄ и 1,7 % H₂О с температурой кипения 338,8 о С). Серная кислота, отвечающая 100%-ному содержанию H₂SO₄, имеет состав (%): H₂SO₄ 99,5, HSO₄ − — 0,18, H₃SO₄ + — 0,14, H₃O + — 0,09, H₂S₂O₇, — 0,04, HS₂O₇⁻ — 0,05. Смешивается с водой и SO₃, во всех соотношениях. В водных растворах серная кислота практически полностью диссоциирует на H + , HSO₄ − , и SO₄ 2− . Образует гидраты H₂SO₄·nH₂O, где n = 1, 2, 3, 4 и 6,5.

Олеум

Олеум содержит также пиросерные кислоты, получающиеся по реакциям:

$\mathsf<H_2SO_4 + SO_3 \rightarrow H_2S_2O_7> ;$

$\mathsf<H_2SO_4 + 2SO_3 \rightarrow H_2S_3O_<10> > .$

Температура кипения водных растворов серной кислоты повышается с ростом ее концентрации и достигает максимума при содержании 98,3 % H₂SO₄.

Свойства водных растворов серной кислоты и олеума

Содержание % по массе		Плотность при 20 ℃, г/см³	Температура плавления, ℃	Температура кипения, ℃
H₂SO₄	SO₃ (свободный)	Плотность при 20 ℃, г/см³	Температура плавления, ℃	Температура кипения, ℃
10	-	1,0661	−5,5	102,0
20	-	1,1394	−19,0	104,4
40	-	1,3028	−65,2	113,9
60	-	1,4983	−25,8	141,8
80	-	1,7272	−3,0	210,2
98	-	1,8365	0,1	332,4
100	-	1,8305	10,4	296,2
104,5	20	1,8968	−11,0	166,6
109	40	1,9611	33,3	100,6
113,5	60	2,0012	7,1	69,8
118,0	80	1,9947	16,9	55,0
122,5	100	1,9203	16,8	44,7

Температура кипения олеума с увеличением содержания SO₃ понижается. При увеличении концентрации водных растворов серной кислоты общее давление пара над растворами понижается и при содержании 98,3 % H₂SO₄ достигает минимума. С увеличением концентрации SO₃ в олеуме, общее давление пара над ним повышается. Давление пара над водными растворами серной кислоты и олеума можно вычислить по уравнению:

$\lg p\ <<=> >\ \rm \ >\ >\ >\ 2126$

величины коэффициентов А и В зависят от концентрации серной кислоты. Пар над водными растворами серной кислоты состоит из смеси паров воды, H₂SO₄ и SO₃, при этом состав пара отличается от состава жидкости при всех концентрациях серной кислоты, кроме соответствующей азеотропной смеси.

С повышением температуры усиливается диссоциация:

$\mathsf<H_2SO_4 \longleftrightarrow H_2O + SO_3 - \it<Q> > .$

Уравнение температурной зависимости константы равновесия:

$\ln <\it <K_p> > = 1474965 - 671464 \ln > - 810161 \cdot 10^4 \it - <\rm 964304 \over \it > - \rm 94577 \cdot 10^ \it + \rm 219062 \cdot 10^\it .$

При нормальном давлении степень диссоциации: 10⁻⁵ (373 К), 2,5 (473 К), 27,1 (573 К), 69,1 (673 К).

Плотность 100%-ной серной кислоты можно определить по уравнению:

$\it <d> =\rm 18517 - 11 \cdot 10^ \it +\rm 2 \cdot 10^ \it .$

С повышением концентрации растворов серной кислоты их теплоемкость уменьшается и достигает минимума для 100%-ной серной кислоты, теплоемкость олеума с повышением содержания SO³ увеличивается.

При повышении концентрации и понижении температуры теплопроводность λ уменьшается:

$\rm\lambda = 0 518 + 00016 \it - \rm (025 + \it /\rm )\cdot \it/\rm 100,$

где С — концентрация серной кислоты, в %.

Максимальную вязкость имеет олеум H₂SO₄·SO₃, с повышением температуры η снижается. Электрическое сопротивление серной кислоты минимально при концентрации SO₃ и 92 % H₂SO₄ и максимально при концентрации 84 и 99,8 % H₂SO₄ [источник не указан 395 дней] . Для олеума минимальное ρ при концентрации 10 % SO₃. С повышением температуры ρ серной кислоты увеличивается. Диэлектрическая проницаемость 100%-ной серной кислоты 101 (298,15 К), 122 (281,15 К); криоскопическая постоянная 6,12, эбулиоскопическая постоянная 5,33; коэффициент диффузии пара серной кислоты в воздухе изменяется в зависимости от температуры; D = 1,67·10⁻⁵T 3/2 см²/с.

Химические свойства

Серная кислота — сильный окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO₂, S — до SO₂, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO₂, а наиболее сильными восстановителями — до S и H₂S. Концентрированная H₂SO₄ частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H₂SO₄ взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислительные свойства для разбавленной H₂SO₄ нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H₂SO₅ и пероксодисерная H₂S₂O₈ кислоты.

$\mathsf<H_2SO_4 + NaOH = NaHSO_4 + H_2O> $

$\mathsf<H_2SO_4 + 2NaOH = Na_2SO_4 + 2H_2O> $

Серная кислота реагирует также с основными оксидами, образуя сульфат и воду:

$\mathsf<CuO + H_2SO_4 = CuSO_4 + H_2O> $

На металлообрабатывающих заводах раствор серной кислоты применяют для удаления слоя оксида металла с поверхности металлических изделий, подвергающихся в процессе изготовления сильному нагреванию. Так, оксид железа удаляется с поверхности листового железа действием нагретого раствора серной кислоты:

$\mathsf<Fe_2O_3 + 3H_2SO_4 = Fe_2 (SO_4)_3 + 3H_2O> $

Применение

Серную кислоту применяют:

Мировое производство серной кислоты ок. 160 млн тонн в год. Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений. На 1 т P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется 2,2-3,4 т серной кислоты, а на 1 т (NH₄)₂SO₄ — 0,75 т серной кислоты. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами по производству минеральных удобрений.

Токсическое действие

Серная кислота и олеум — очень едкие вещества. Они поражают кожу, слизистые оболочки, дыхательные пути (вызывают химические ожоги). При вдыхании паров этих веществ они вызывают затруднение дыхания, кашель, нередко — ларингит, трахеит, бронхит и т. д. Предельно допустимая концентрация аэрозоля серной кислоты в воздухе рабочей зоны 1,0 мг/м³, в атмосферном воздухе 0,3 мг/м³ (максимальная разовая) и 0,1 мг/м³ (среднесуточная). Поражающая концентрация паров серной кислоты 0,008 мг/л (экспозиция 60 мин), смертельная 0,18 мг/л (60 мин). Класс опасности II. Аэрозоль серной кислоты может образовываться в атмосфере в результате выбросов химических и металлургических производств, содержащих оксиды S, и выпадать в виде кислотных дождей.

Исторические сведения

В IX веке персидский алхимик Ар-Рази, прокаливая смесь железного и медного купороса (FeSO₄•7H₂O и CuSO₄•5H₂O), также получил раствор серной кислоты. Этот способ усовершенствовал европейский алхимик Альберт Магнус, живший в XIII веке.

В XV веке алхимики обнаружили, что серную кислоту можно получить, сжигая смесь серы и селитры, или из пирита — серного колчедана, более дешевого и распространенного сырья, чем сера. Таким способом получали серную кислоту на протяжении 300 лет, небольшими количествами в стеклянных ретортах. И только в середине 18 столетия, когда было установлено, что свинец не растворяется в серной кислоте, от стеклянной лабораторной посуды перешли к большим промышленным свинцовым камерам.

Дополнительные сведения

Мельчайшие капельки серной кислоты могут образовываться в средних и верхних слоях атмосферы в результате реакции водяного пара и вулканического пепла, содержащего большие количества серы. Получившаяся взвесь, из-за высокого альбедо облаков серной кислоты, затрудняет доступ солнечных лучей к поверхности планеты. Поэтому (а также в результате большого количества мельчайших частиц вулканического пепла в верхних слоях атмосферы, также затрудняющих доступ солнечному свету к планете) после особо сильных вулканических извержений могут произойти значительные изменения климата. Например, в результате извержения вулкана Ксудач (п-ов Камчатка, 1907 г.) повышенная концентрация пыли в атмосфере держалась около 2 лет, а характерные серебристые облака серной кислоты наблюдались даже в Париже [1] . Взрыв вулкана Пинатубо в 1991 году, отправивший в атмосферу 3·10 7 тонн серы, привёл к тому, что 1992 и 1993 года были значительно холоднее, чем 1991 и 1994 [2] .

Трудно переоценить роль этой едкой жидкости в жизни современного общества. Химические свойства серной кислоты позволили ей занять особую нишу в промышленности и сельском хозяйстве. Очистка продуктов перегонки нефти, травление металлов, производства пластмасс, мыла и красителей используют её в огромных объёмах. А ещё это электролит свинцовых аккумуляторов, реагент обработки кожи и нанесения покрытий, компонент удобрений и взрывчатых веществ.

Формула и физические свойства

Способы промышленного производства

Получение оксида серы (II), сернистого газа, путём сжигания серосодержащего сырья или его обжига в кислороде.
Очистка газообразной фазы реагентов от твёрдых примесей.
Окисление до оксида серы (III). Процесс описывается уравнением: 2SO2 + O2 = 2SO3.
Поглощение водой: H2O + SO3 = H2SO4.

В общем объёме минеральных кислот, которые производятся сегодня химической промышленностью, H2SO4 занимает почётное первое место. При этом она является наиболее дешёвой, технологичной и не разрушает чёрные металлы в концентрированном состоянии.

Камерный метод получения

В эпоху средневековья алхимики синтезировали купоросное масло т. н. камерным способом. Для этого использовались специальные большие, размером с целую комнату, камеры, обложенные изнутри свинцом. Поверхности стенок в результате окисления покрывались защитным слоем сульфата свинца. При горении в присутствии воздуха смеси, состоящей из серы и калиевой селитры, образовывался твёрдый остаток оксидов азота и солей калия и выделялся газообразный оксид серы (III).

Он поглощался водой, имевшейся в камере, и позволял получить продукт малой крепости, которая требовала дальнейшей концентрации. После открытия каталитических свойств оксидов азота, камерный метод уступил место менее трудоёмким и более эффективным технологиям производства.

Современные способы синтеза

контактная, использующая твёрдые катализаторы;
башенная (нитрозная), где катализаторами служат газообразные оксиды азота, а окислителем выступает кислород.

При контактном способе смесь реагентов пропускается сквозь твёрдый катализатор, расположенный слоями для увеличения поверхности. Нитрозный метод подразумевает орошение сырья водой или разбавленной кислотой в башенных реакторах. Первый способ более производителен и компактен, позволяет получать продукт большей чистоты при меньших затратах и постепенно вытесняет нитрозного конкурента.

Ускорителей процесса окисления было открыто немало. Наибольший эффект проявляют платина, оксиды ванадия V2O5 и железа Fe2O3. Но первая стоит дорого и быстро отравляется примесями мышьяка, содержащимися в газовой фазе SO2. Для поддержания каталитической активности оксида железа необходимы температуры свыше 600 °C. Наиболее экономичным признан ванадиевый катализатор — он и применяется в производстве.

При улавливании SO3 водой выделяется много тепла, и продукт закипает с образованием аэрозоля. Поэтому используется 100% концентрированная кислота, и получается олеум, который затем разбавляется до необходимых пропорций.

Химические свойства продукта

Серная кислота занимает привилегированное положение среди наиболее сильных минеральных кислот. Такую активность легко охарактеризовать высокой полярностью молекулярной связи водород — кислород, и, соответственно, лёгкостью её разрыва. Это придаёт H2SO4 не только ряд общих для всех соединений её класса свойств, например, взаимодействие кислот с металлами, но и специфические качества. Среди основных химических свойств стоит отметить:

Действие на индикаторы. Кислая среда водных растворов изменяет окраску фиолетового лакмуса, метилового оранжевого и универсального индикатора — они приобретают красный цвет.
Реакция диссоциации. В водном растворе проявляются свойства сильного электролита, и в результате двухступенчатой диссоциации соединение распадается на два однозарядных положительных иона водорода и сульфат-ион с двойным отрицательным зарядом.
Взаимодействие с металлами. Разбавленная серная кислота может реагировать с металлами, которые стоят в электрохимическом ряду активности левее водорода. При этом образуется сернокислая соль, которая называется сульфатом, и водород. Сульфаты не имеют цвета, хорошо растворимы в воде и легко кристаллизуются.
Реакция нейтрализации. В результате взаимодействия с растворимыми и нерастворимыми основаниями образуется сульфатная соль и вода. Молекула H2SO4 имеет два атома водорода, поэтому кислота — двухосновная, и для полной нейтрализации требуется две молекулы основания.
Взаимодействие с основными оксидами. Соединения с кислородом одно- и двухвалентных металлов (MgO, FeO, Li2O, Na2O) тоже участвуют в реакции нейтрализации. При этом образуется сульфат металла из состава оксида и вода.
Обменные реакции с солями более слабых или легколетучих кислот. Происходит вытеснение и в результате образуется сульфатная соль и кислота (или выделяется летучий газ, а вода остаётся в растворе). Выпадение белого нерастворимого осадка BaSO4 — это качественная реакция на сульфат-ионы.

Специфические свойства концентрированных растворов обусловлены структурными особенностями формулы серной кислоты: в молекуле H2SO4 положительно заряженный атом серы находится в максимальной, четвёртой степени окисления. Поэтому он может только принимать электроны и сообщать соединению высокие окислительные свойства. Стоит отметить некоторые из них:

Окисление большинства металлов, в т. ч. пассивных (цинк и медь). В этих реакциях водород уже не выделяется, а H2SO4 восстанавливается до сероводорода, серы или оксида серы (II). Это определяется концентрацией исходных компонентов и местом, которое занимает метал в электрохимическом ряду активности. Исключение составляют золото, железо, алюминий и платиноиды, поэтому для перевозки автомобильным и железнодорожным транспортом используют стальные цистерны.
Окисление многих неметаллов. В результате реакции неметалл образует соединение с максимальным окислительным числом, а H2SO4 восстанавливается до оксида серы (IV).
Окисление сложных соединений. При обработке калиевых солей галогеноводородных кислот (KBr или KI) образуется сульфатная соль и выделяется свободный галоген. Хлорид-ионы не окисляются до хлора и позволяют получать соляную кислоту реакцией обмена.
Дегидратация органических веществ. Химически связанная вода легко удаляется из гидроксильных групп в присутствии концентрированной H2SO4: из этилового спирта образуется этилен. Обугливание углеводов тоже объясняется обезвоживанием.

Интересно, что в природе эта едкая кислота встречается в чистом 100%-м виде: на итальянском острове Сицилия существует уникальное Озеро смерти, к которому не приближаются даже насекомые и птицы. В этих местах дисульфид железа из земной коры выступает сырьём для синтеза H2SO4, и продукт сочится прямо из дна! Действующие вулканы тоже вносят вклад — извергают в земную атмосферу сернокислотные выбросы, которые причиняют непоправимый вред окружающей среде и становятся причиной серьёзных климатических изменений.

Применение в народном хозяйстве

Достижения химии всегда служили научно-техническому прогрессу. Высокие окислительные способности позволили H2SO4 стать важным компонентом в ряде отраслей промышленности. Её используют:

добыча редких элементов (очистка урановых, иридиевых, циркониевых и осмиевых руд);
производство минеральных удобрений, высокомолекулярных нитей, красок и пиротехники;
неорганический синтез солей и кислот;
текстильная и кожевенная отрасли;
нефтехимия и металлообработка;
пищевая промышленность (добавка-эмульгатор E513);
автомобилестроение (электролит в аккумуляторах);
дистиллирование воды (реагент для восстановления смол в фильтрах).

Отдельно стоит упомянуть промышленный органический синтез — источник эфиров и спиртов, синтетических моющих средств и искусственных волокон. Он немыслим реакций дегидратации, гидратации, сульфирования, алкилирования. Металлообрабатывающие заводы очищают поверхности изделий от окислов, образующихся при сильном нагревании. Но основным потребительским сегментом является изготовление минеральных удобрений (больше всего — фосфорных). Из-за этого сернокислотные заводы рекомендуется размещать недалеко от предприятий по производству этих ценных химических продуктов.

Все приведённые положительные характеристики были бы неполными, если не вспомнить, что серная кислота и олеум — опасные, чрезвычайно агрессивные продукты. Атмосферные кислотные аэрозоли периодически образуются в результате выбросов металлургических и химических заводов и выпадают в виде осадков. Они поражают кожу и слизистые, что приводит к затруднению дыхания, провоцирует кашель и бронхолёгочные заболевания с отёками гортани.

При попадании на кожные покровы возникают химические ожоги, их тяжесть напрямую зависит от концентрации и площади контакта. При проглатывании появляются резкие боли во рту и пищеводе, затем начинается рвота, кашель, затрудняется дыхание и ослабляется сердечная деятельность, а смертельной считается доза 5 мг. Первая помощь при отравлении парами заключается в обеспечении притока свежего воздуха и промывании слизистых содовым раствором. При растекании по коже поражённое место обильно орошают водой, а проглатывание требует промывания желудка и приёма известковой воды.

Характеристики и физические свойства серной кислоты

Безводная серная кислота представляет собой тяжелую, вязкую жидкость, которая легко смешивается с водой в любой пропорции: взаимодействие характеризуется исключительно большим экзотермическим эффектом (~880 кДж/моль при бесконечном разбавлении) и может привести к взрывному вскипанию и разбрызгиванию смеси, если воду добавлять к кислоте; поэтому так важно всегда использовать обратный порядок в приготовлении растворов и добавлять кислоту в воду, медленно и при перемешивании.

Некоторые физические свойства серной кислоты приведены в таблице.

Безводная H₂SO₄ — замечательное соединение с необычно высокой диэлектрической проницаемостью и очень высокой электропроводностью, которая обусловлена ионной автодиссоциацией (автопротолизом) соединения, а также эстафетным механизмом проводимости с переносом протона, обеспечивающим протекание электрического тока через вязкую жидкость с большим числом водородных связей.

Таблица 1. Физические свойства серной кислоты.

Температура плавления, o С

Температура кипения, o С

Плотность (25 o С), г×см -3

Вязкость (25 o С), сантипуаз

Удельная электропроводность (25 o С), Ом -1 ×см -1

Получение серной кислоты

Серная кислота — самый важный промышленный химикат и самая дешевая из производимых в большом объеме кислот влюбой стране мира.

В современном процессе получения серной кислоты используется катализатор, состоящий из оксида ванадия(V) с добавкой сульфата калия на носителе из диоксида кремния или кизельгура. Диоксид серы SO₂ получают сжиганием чистойсеры или при обжиге сульфидной руды (прежде всего пирита или руд Си, Ni и Zn) в процессе извлечения этихметаллов.Затем SO₂ окисляют до триоксида, а потом путем растворения в воде получают серную кислоту:

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота – сильная двухосновная кислота. По первой ступени в растворах невысокой концентрации она диссоциирует практически нацело:

Диссоциация по второй ступени

протекает в меньшей степени. Константа диссоциации серной кислоты по второй ступени, выраженная через активности ионов, K₂ = 10 -2 .

Как кислота двухосновная, серная кислота образует два ряда солей: средние и кислые. Средние соли серной кислоты называются сульфатами, а кислые – гидросульфатами.

Серная кислота жадно поглощает пары воды и поэтому часто применяется для осушения газов. Способностью поглощать воду объясняется и обугливание многих органических веществ, особенно относящихся к классу углеводов (клетчатка, сахар и т.д.), при действии на них концентрированной серной кислоты. Серная кислота отнимает от углеводов водород и кислород, которые образуют воду, а углерод выделяется в виде угля.

Концентрированная серная кислота, особенно горячая, — энергичный окислитель. Она окисляет HI и HBr (но не HCl) до свободных галогенов, уголь – до CO₂, серу – до SO₂. Указанные реакции выражаются уравнениями:

Взаимодействие серной кислоты с металлами протекает различно в зависимости от её концентрации. Разбавленная серная кислота окисляет своим ионом водорода. Поэтому она взаимодействует только с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений только до водорода, например:

Однако свинец не растворяется в разбавленной кислоте, поскольку образующаяся соль PbSO₄ нерастворима.

Концентрированная серная кислота является окислителем за счет серы (VI). Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений до серебра включительно. Продукты её восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла и от условий (концентрация кислоты, температура). При взаимодействии с малоактивными металлами, например с медью, кислота восстанавливается до SO₂:

При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как диоксид, так и свободная сера и сероводород. Например, при взаимодействии с цинком могут протекать реакции:

Применение серной кислоты

Применение серной кислоты меняется от страны к стране и от десятилетия к десятилетию. Так, например в США в настоящее время главная область потребления H₂SO₄ — производство удобрений (70%), за ним следуют химическое производство, металлургия, очистка нефти (~5% в каждой области). В Великобритании распределение потребления по отраслям иное: только 30% производимой H₂SO₄ используется в производстве удобрений, зато 18% идет на краски, пигменты и полупродукты производства красителей, 16% на химическое производство, 12% на получение мыла и моющих средств, 10% на производство натуральных и искусственных волокон и 2,5% применяется в металлургии.

Примеры решения задач

Задание

Определите массу серной кислоты, которую можно получить из одной тонны пирита, если выход оксида серы (IV) в реакции обжига составляет 90%, а оксида серы (VI) в реакции каталитического окисления серы (IV) – 95% от теоретического.

Решение

Запишем уравнение реакции обжига пирита:

Рассчитаем количество вещества пирита:

M(FeS₂) = Ar(Fe) + 2×Ar(S) = 56 + 2×32 = 120г/моль;

n(FeS₂) = 1000 кг / 120 = 8,33 кмоль.

Поскольку в уравнении реакции коэффициент при диоксиде серы в два раза больше, чем коэффициент при FeS₂, то теоретически возможное количество вещества оксида серы (IV) равно:

А практически полученное количество моль оксида серы (IV) составляет:

Запишем уравнение реакции окисления оксида серы (IV) до оксида серы (VI):

Теоретически возможное количество вещества оксида серы (VI) равно:

А практически полученное количество моль оксида серы (VI) составляет:

Запишем уравнение реакции получения серной кислоты:

Найдем количество вещества серной кислоты:

Выход реакции составляет 100%. Масса серной кислоты равна:

M(H₂SO₄) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O) = 2×1 + 32 + 4×16 = 98 г/моль;

Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); r = 1,84 г/см 3 ; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

Техника безопасности при обращении с концентрированной серной кислотой

Помните! Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!

Производство серной кислоты

1-я стадия. Печь для обжига колчедана

1) измельчение железного колчедана (пирита)

2) метод "кипящего слоя"

3) 800°С; отвод лишнего тепла

4) увеличение концентрации кислорода в воздухе

2-я стадия. Контактный аппарат

После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V₂O₅):

3-я стадия . Поглотительная башня

Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока.

Химические свойства разбавленной серной кислоты

H₂SO₄ - сильная двухосновная кислота, водный раствор изменяет окраску индикаторов (лакмус и универсальный индикатор краснеют)

1) Диссоциация:

H ₂ SO ₄ → H + + HSO ₄ - (первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

HSO ₄ - → H + + SO ₄ 2- (вторая ступень, образуется сульфат – ион)

H₂SO₄ образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)

2) Взаимодействие с металлами:

Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений до 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 (реакция нейтрализации)

H + + OH - → H 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) Взаимодействие с солями, если в результате реакции образуется осадок или выделяется газообразная летучая кислота:

BaCl ₂ + H ₂ SO ₄ → BaSO ₄ ↓ + 2HCl

Ba 2+ + SO ₄ 2- → BaSO ₄ ↓

Качественная реакция на сульфат-ион:

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

образование газа - как сильная нелетучая кислота серная вытесняет из солей другие менее сильные кислоты, например, угольную

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

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

Особые свойства концентрированной серной кислоты

1. Очень гигроскопична, поглощает воду из окружающей среды; органические вещества обугливаются! Опыт "Гигроскопичность серной кислоты"

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

H ₂ SO ₄ (конц.)

C ₁₂ H ₂₂ O ₁₁ (сахароза) → 12С (уголь) + 11 Н ₂ О

2. Концентрированная H ₂ SO ₄ – сильный окислитель за счет атома S +6 ; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться доS +4 O ₂ , S 0 или H ₂ S -2 (Fe, Al, Cr - пассивируются)

Взаимодействие серной кислоты с металлами разной активности с образованием соли, воды и продукта восстановления серы (S, H ₂ S, SO ₂ ): ОПЫТ

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

3. Серная кислота окисляет неметаллы :

Применение серной кислоты

в производстве минеральных удобрений;

как электролит в свинцовых аккумуляторах;

для получения различных минеральных кислот и солей;

в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ;

в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;

в промышленном органическом синтезе в реакциях:

дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);

гидратации (получение этанола);

сульфирования (получение моющих средств и промежуточные продукты в производстве красителей).

Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений. На 1 т P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется 2,2-3,4 т серной кислоты, а на 1 т (NH₄)₂SO₄ — 0,75 т серной кислоты. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами по производству минеральных удобрений.

Применение солей серной кислоты

Железный купорос FеSО₄•7Н₂O применяли раньше для лечения чесотки, гельминтоза и опухолей желез, в настоящее время используют для борьбы с сельскохозяйственными вредителями.

Читайте также: