Как найти h2so4 уравнение - Сайт, где вы сможете решить свои вопросы

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):

Аппарат	Назначение и уравнения реакций
Печь для обжига	4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800^оС
Циклон	Из печи выходит печной газ, который состоит из SO₂, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз.
Электрофильтр	Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра).
Сушильная башня	Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота.
Теплообменник	Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата.
Контактный аппарат	2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃ + Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO₃): температура: оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным выходом SO₃ является температура 400-500^оС. Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор – оксид ванадия (V) V₂O₅. давление: прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов. Для смещения равновесия вправо процесс проводят при повышенном давлении. Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO₂ в SO₃. Образовавшийся оксид серы SO₃ выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.
Поглотительная башня	Получение H₂SO₄ протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H₂SO₄·nSO₃. nSO₃ + H₂SO₄ → H₂SO₄·nSO₃ Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю.

Общие научные принципы химического производства:

Непрерывность.
Противоток
Катализ
Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
Теплообмен
Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

H₂SO₄ ⇄ H⁺ + HSO₄^–

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:

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

Еще пример: при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

H₂SO₄ + КОН → KHSО₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2КОН → К₂SО₄ + 2H₂O

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

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:

Н₂SO₄ + 2NaHCO₃ → Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

Или с силикатом натрия:

H₂SO₄ + Na₂SiO₃ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃

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

NaNO₃ _(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃

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

NaCl_(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + 2HCl

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):

H₂SO₄₍_разб.) + Fe → FeSO₄ + H₂

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄

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.

6H₂SO_4(конц.) + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

6H₂SO₄₍_конц_.) + 2Al → Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

2H₂SO₄₍_конц_.) + Cu → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO₄₍_конц_.) + Hg → HgSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO₄₍_конц_.) + 2Ag → Ag₂SO₄ + SO₂↑+ 2H₂O

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

3Mg + 4H₂SO₄ → 3MgSO₄ + S + 4H₂O

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

5H₂SO₄₍_конц_.) + 4Zn → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

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):

5H₂SO₄₍_конц_.) + 2P → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + С → СО₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + S → 3SO₂ ↑ + 2H₂O

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

3H₂SO₄₍_конц_.) + 2KBr → Br₂↓ + SO₂↑ + 2KHSO₄+ 2H₂O

5H₂SO₄₍_конц_.) + 8KI → 4I₂↓ + H₂S↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

H₂SO_4(конц.) + 3H₂S → 4S↓ + 4H₂O

Источник

Серная кислота

Sulphuric acid 96 percent extra pure.jpg

Общие

Систематическое
наименование

Серная кислота

Традиционные названия

Серная кислота

Хим. формула

H₂SO₄

Рац. формула

H₂SO₄

Физические свойства

Состояние

Жидкость

Молярная масса

98,078 ± 0,006 г/моль

Плотность

1,8356 г/см³

Динамическая вязкость

21 мПа·с^[2]

Термические свойства

Температура

• плавления

+10,38 °C

• кипения

+337 °C

• разложения

+450 °C

Удельная теплота плавления

10,73 Дж/кг

Давление пара

0,001 ± 0,001 мм рт.ст.^[3]

Химические свойства

Константа диссоциации кислоты ${displaystyle pK_{a}}$

-3

Растворимость

• в воде

Растворима

Оптические свойства

Показатель преломления

1.397

Структура

Дипольный момент

2.72 Д

Классификация

Рег. номер CAS

7664-93-9

PubChem

1118

Рег. номер EINECS

231-639-5

SMILES

OS(O)(=O)=O

InChI

InChI=1S/H2O4S/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4)

QAOWNCQODCNURD-UHFFFAOYSA-N

Кодекс Алиментариус

E513

RTECS

WS5600000

ChEBI

26836

Номер ООН

1830

ChemSpider

1086

Безопасность

Предельная концентрация

1 мг/м³

ЛД₅₀

100 мг/кг

Токсичность

2-й класс опасности^[1], общетоксическое действие.

Краткие характер. опасности (H)

H290, H314

Меры предостор. (P)

P280, P301+P330+P331, P303+P361+P353, P305+P351+P338, P308+P311

Сигнальное слово

опасно

Пиктограммы СГС

NFPA 704

W
OX

Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Медиафайлы на Викискладе

Се́рная кислота́ (химическая формула — H₂SO₄) — сильная неорганическая кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6).

При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с сильнокислым «медным» вкусом. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO₃. Если молярное отношение SO₃ : H₂O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1 — раствор SO₃ в серной кислоте (олеум). Токсична в больших дозах^[4], обладает исключительно сильной коррозионной активностью.

Название[править | править код]

В XVIII—XIX веках серу для пороха производили из серного колчедана (пирит) на купоросных заводах. Серную кислоту в то время называли «купоросным маслом»^[5]^[6], очевидно отсюда происхождение названия её солей (а точнее именно кристаллогидратов) — купоросы.

Исторические сведения[править | править код]

Серная кислота известна с древности, она встречается в природе в свободном виде, например, в виде озёр вблизи вулканов. Возможно, первое упоминание о кислых газах, получаемых при прокаливании квасцов или железного купороса «зеленого камня», встречается в сочинениях, приписываемых арабскому алхимику Джабир ибн Хайяну.

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.

Схема получения серной кислоты из железного купороса — термическое разложение сульфата железа (II) с последующим охлаждением смеси^[7]

${displaystyle {mathsf {4FeSO_{4}xrightarrow {} 2Fe_{2}O_{3}+4SO_{2}uparrow +O_{2}uparrow }}}$

${displaystyle {mathsf {2SO_{2}+2H_{2}O+O_{2}rightleftarrows 2H_{2}SO_{4}}}}$

В трудах алхимика Василия Валентина (XVI век) описывается способ получения серной кислоты путём поглощения водой газа (серный ангидрид), выделяющегося при сжигании смеси порошков серы и селитры. Впоследствии этот способ лег в основу т. н. «камерного» способа, осуществляемого в небольших камерах, облицованных свинцом, который не растворяется в серной кислоте. В СССР такой способ просуществовал вплоть до 1955 г.

Алхимикам XV века в известен был также способ получения серной кислоты из пирита — серного колчедана, более дешёвого и распространенного сырья, чем сера. Таким способом получали серную кислоту на протяжении 300 лет, небольшими количествами в стеклянных ретортах. Впоследствии, в связи с развитием катализа этот метод вытеснил камерный способ синтеза серной кислоты. В настоящее время серную кислоту получают каталитическим окислением (на V₂O₅) оксида серы (IV) в оксид серы (VI), и последующим растворением оксида серы (VI) в 70 % серной кислоте с образованием олеума.

В России производство серной кислоты впервые было организовано в 1805 году под Москвой в Звенигородском уезде. В 1913 году Россия по производству серной кислоты занимала 13 место в мире.^[8]

Физические и физико-химические свойства[править | править код]

Серная кислота — это очень сильная двухосновная кислота, при 18^оС 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^оС). Смешивается с водой и SO₃, во всех соотношениях. В водных растворах серная кислота практически полностью диссоциирует на H₃О⁺, HSO₃⁺, и 2НSO₄⁻. Образует гидраты H₂SO₄·nH₂O, где n = 1, 2, 3, 4 и 6,5.

Серная кислота, отвечающая 100%-ному содержанию H₂SO₄, имеет состав (%):

	H₂SO₄	HSO₄⁻	H₃SO₄⁺	H₃O⁺	HS₂O₇⁻	H₂S₂O₇
состав, %	99,5	0,18	0,14	0,09	0,05	0,04

Олеум[править | править код]

Основная статья: Олеум

Растворы серного ангидрида SO₃ в серной кислоте называются олеумом, они образуют два соединения H₂SO₄·SO₃ и H₂SO₄·2SO₃.

Олеум содержит также пиросерные кислоты, образующиеся по реакциям:

${mathsf {H_{2}SO_{4}+SO_{3}rightarrow H_{2}S_{2}O_{7}}};$

Сульфит

${mathsf {H_{2}SO_{4}+2SO_{3}rightarrow H_{2}S_{3}O_{{10}}}}.$

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

Свойства водных растворов серной кислоты и олеума

Содержание % по массе	Плотность при 20 °C, г/см³	Температура плавления, °C	Температура кипения, °C
H₂SO₄	SO₃ (свободный)
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 {{A} {{-}} {B over {it {{T}}}} {{+}} 2{,}126{,}}}

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:

${displaystyle {mathsf {H_{2}SO_{4}<=>SO_{3}+H_{2}O-Q}}.}$

Уравнение температурной зависимости константы равновесия:

$ln {{it {{K_{p}}}}}=14{,}74965-6{,}71464ln {298 over {it {{T}}}}-8{,}10161cdot 10^{4}{it {{T^{2}}-{{rm {9643{,}04}} over {it {{T}}}}-{rm {9{,}4577cdot 10^{{-3}}{it {{T}+{rm {2{,}19062cdot 10^{{-6}}{it {{T^{2}}.}}}}}}}}}}$

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:

${displaystyle d=1{,}8517-1{,}1cdot 10^{-3}t+2cdot 10^{-6}t^{2}.}$

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:

{displaystyle lambda =0{,}518+0{,}0016t-(0{,}25+t/1293)cdot C/100,}

где С — концентрация серной кислоты, в %.

Максимальную вязкость имеет олеум H₂SO₄·SO₃, с повышением температуры η снижается. 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.

Зависимость плотности растворов H₂SO₄ от её массовой доли в водном растворе при 25 °C^[9]

ω, %	5	10	20	30	40	50	60	70	80	85	86	87	88	89	90	91	92	93	94	95	96	97	98	99	100
ρ H₂SO₄, г/мл	1,03	1,064	1,1365	1,215	1,2991	1,3911	1,494	1,6059	1,7221	1,7732	1,7818	1,7897	1,7968	1,8033	1,8091	1,8142	1,8188	1,8227	1,826	1,8286	1,8305	1,8314	1,831	1,8292	1,8255

Химические свойства[править | править код]

Серная кислота в концентрированном виде при нагревании — довольно сильный окислитель.

1. Окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов:

${displaystyle {mathsf {8HI+H_{2}SO_{4}=4I_{2}downarrow +H_{2}Suparrow +4H_{2}O}}}$

ΔH° = −561.9 кДж/моль (экзотермическая)^[10] ΔG° = −305.4 кДж/моль (экзэргоническая)^[10]

${displaystyle {mathsf {2HBr+H_{2}SO_{4}=Br_{2}downarrow +SO_{2}uparrow +2H_{2}O}}}$

ΔH° = 18.14 кДж/моль (эндотермическая)^[11] ΔS° = −14.95 Дж/моль (экзоэнтропическая)^[11] ΔG° = 22.5 кДж/моль (эндэргоническая)^[11]

Углерод до CO₂, серу — до SO₂.

${displaystyle {mathsf {C+2H_{2}SO_{4}=2SO_{2}uparrow +CO_{2}uparrow +2H_{2}O}}}$

${displaystyle {mathsf {S+2H_{2}SO_{4}=3SO_{2}uparrow +2H_{2}O}}}$

Окисляет угарный газ до углекислого.

${displaystyle {mathsf {CO+H_{2}SO_{4}=CO_{2}uparrow +SO_{2}+H_{2}O}}}$

2. Окисляет многие металлы (исключения: Au, Pt, Ir, Rh, Ta). При этом концентрированная серная кислота восстанавливается до диоксида серы, например^[12]:

${displaystyle {mathsf {Cu+2H_{2}SO_{4}=CuSO_{4}+2H_{2}O+SO_{2}uparrow }}}$

3. На холоде в концентрированной серной кислоте Fe, Al, Cr, Co, Ni, Ba пассивируются, и реакции не протекают.

Наиболее сильными восстановителями концентрированная серная кислота восстанавливается до серы и сероводорода. Концентрированная серная кислота поглощает водяные пары, поэтому она применяется для сушки газов, жидкостей и твёрдых тел, например, в эксикаторах. Однако концентрированная H₂SO₄ частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Отщепляя воду от органических соединений и оставляя при этом чёрный углерод (уголь), концентрированная серная кислота приводит к обугливанию древесины, сахара и других веществ^[12].

4. Разбавленная H₂SO₄ взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением, например^[12]:

${mathsf {Fe+H_{2}SO_{4}=FeSO_{4}+H_{2}{uparrow }}}$

5. 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.

${mathsf {H_{2}SO_{4}+2NaOH=Na_{2}SO_{4}+2H_{2}O}}$

6. Серная кислота реагирует с основными оксидами, образуя сульфат металла и воду:

${mathsf {CuO+H_{2}SO_{4}=CuSO_{4}+H_{2}O}}$

7. 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:

${mathsf {Fe_{2}O_{3}+3H_{2}SO_{4}=Fe_{2}(SO_{4})_{3}+3H_{2}O}}$

8. Концентрированная H₂SO₄ превращает некоторые органические вещества в другие соединения углерода:

${displaystyle {mathsf {HCOOH+H_{2}SO_{4}(k)=COuparrow +H_{2}SO_{4}cdot nH_{2}O}}}$

9. Качественная реакция на серную кислоту и её растворимые соли — это их взаимодействие с растворимыми солями бария, при котором образуется белый осадок сульфата бария, нерастворимый в воде и кислотах, например^[13]:

${displaystyle {mathsf {H_{2}SO_{4}+BaCl_{2}=BaSO_{4}{downarrow }+2HCl{uparrow }}}}$

Получение серной кислоты[править | править код]

Промышленный (контактный) способ[править | править код]

В промышленности серную кислоту получают окислением диоксида серы (сернистый газ, образующийся в процессе сжигания элементарной серы, серного колчедана или сероводород-содержащих газов, поступающих с установок гидроочистки и систем отпарки кислых стоков) до триоксида (серного ангидрида) на твёрдом ванадиевом катализаторе в четыре ступени (данная реакция экзотермична, поэтому применяется промежуточное охлаждение после первого слоя с помощью трубных пучков, через которые подаётся воздух, и после следующих двух ступеней — с помощью кольцевой трубы, имеющей большой диаметр, через которую подаётся воздух, над которой расположен дефлектор. Воздух нагнетается воздуходувками, часть горячего воздуха подаётся на горелочные устройства котлов, в которых производится сжигание сероводородсодержащих газов) последующим охлаждением и взаимодействием SO₃ с водой. Получаемую данным способом серную кислоту также называют «контактной» (концентрация 92-94 %).

${displaystyle {mathsf {2SO_{2}+O_{2}=2SO_{3}}}}$

$mathsf{H_2O + SO_3 = H_2SO_4}$

Нитрозный (башенный) способ[править | править код]

Раньше серную кислоту получали исключительно нитрозным методом в специальных башнях, а кислоту называли «башенной» (концентрация 75 %). Сущность этого метода заключается в окислении диоксида серы диоксидом азота в присутствии воды. Именно таким способом произошла реакция в воздухе Лондона во время Великого смога.

${displaystyle {mathsf {SO_{2}+NO_{2}+H_{2}O=H_{2}SO_{4}+NOuparrow }}}$

Лабораторные методы[править | править код]

В лаборатории можно получить серную кислоту взаимодействием сероводорода, элементарной серы и диоксида серы с хлорной или бромной водой или пероксидом водорода:

${displaystyle {mathsf {H_{2}S+4Br_{2}+4H_{2}O=H_{2}SO_{4}+8HBruparrow }}}$

${displaystyle {mathsf {S+3Br_{2}+4H_{2}O=H_{2}SO_{4}+6HBruparrow }}}$

${displaystyle {mathsf {SO_{2}+Br_{2}+2H_{2}O=H_{2}SO_{4}+2HBruparrow }}}$

${displaystyle {mathsf {H_{2}S+4Cl_{2}+4H_{2}O=H_{2}SO_{4}+8HCluparrow }}}$

${displaystyle {mathsf {S+3Cl_{2}+4H_{2}O=H_{2}SO_{4}+6HCluparrow }}}$

${displaystyle {mathsf {SO_{2}+Cl_{2}+2H_{2}O=H_{2}SO_{4}+2HCluparrow }}}$

${displaystyle {mathsf {H_{2}S+4H_{2}O_{2}=H_{2}SO_{4}+4H_{2}O}}}$

${displaystyle {mathsf {S+3H_{2}O_{2}=H_{2}SO_{4}+2H_{2}O}}}$

${displaystyle {mathsf {SO_{2}+H_{2}O_{2}=H_{2}SO_{4}}}}$

Также её можно получить взаимодействием диоксида серы с кислородом и водой при +70 °C под давлением в присутствии сульфата меди (II):

${displaystyle {mathsf {2SO_{2}+2H_{2}O+O_{2} xrightarrow {+70^{o}C,p,CuSO_{4}} 2H_{2}SO_{4}}}}$

Применение[править | править код]

Серную кислоту применяют:

в обработке руд, особенно при добыче редких элементов, в том числе урана, иридия, циркония, осмия и т. п.;
в производстве минеральных удобрений;
в качестве электролита в свинцовых аккумуляторах;
для получения различных минеральных кислот и солей;
в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ;
в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;
в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513 (эмульгатор);
в промышленном органическом синтезе в реакциях:
- дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);
- гидратации (этанола из этилена);
- сульфирования (синтетические моющие средства и промежуточные продукты в производстве красителей);
- алкилирования (получение изооктана, полиэтиленгликоля, капролактама) и др.;
- восстановления смол в фильтрах на производстве дистиллированной воды.

Мировое производство серной кислоты около 200 млн тонн в год^[14]. Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений. На P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется в 2,2—3,4 раза больше по массе серной кислоты, а на (NH₄)₂SO₄ серной кислоты 75 % от массы расходуемого (NH₄)₂SO₄. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами по производству минеральных удобрений.

Токсическое действие[править | править код]

Серная кислота и олеум — очень едкие вещества, поражающие все ткани организма. При вдыхании паров этих веществ они вызывают затруднение дыхания, кашель, нередко — ларингит, трахеит, бронхит и т. д. Попадание кислоты на глаза в высокой концентрации может привести как к конъюнктивиту, так и к полной потере зрения^[15].

Предельно допустимая концентрация (ПДК) паров серной кислоты в воздухе рабочей зоны 1 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).

Серная кислота — токсичное вещество. В соответствии с ГОСТ 12.1.007-76 серная кислота является токсичным высокоопасным веществом^[16] по воздействию на организм, 2-го класса опасности.

Аэрозоль серной кислоты может образовываться в атмосфере в результате выбросов химических и металлургических производств, содержащих оксиды серы и выпадать в виде кислотных дождей.

В России оборот серной кислоты концентрации 45 % и более — законодательно ограничен^[17].

Дополнительные сведения[править | править код]

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 (Полуостров Камчатка, 1907 г.) повышенная концентрация пыли в атмосфере держалась около 2 лет, а характерные серебристые облака серной кислоты наблюдались даже в Париже^[18]. Взрыв вулкана Пинатубо в 1991 году, отправивший в атмосферу 3⋅10⁷ тонн серы, привёл к тому, что 1992 и 1993 года были значительно холоднее, чем 1991 и 1994^[19].

Стандарты[править | править код]

Кислота серная техническая ГОСТ 2184—77
Кислота серная аккумуляторная. Технические условия ГОСТ 667—73
Кислота серная особой чистоты. Технические условия ГОСТ 14262—78
Реактивы. Кислота серная. Технические условия ГОСТ 4204—77

Примечания[править | править код]

↑ Кислота серная техническая ГОСТ 2184—77
↑ Encyclopedia of chemical technology (англ.) / R. E. Kirk, D. Othmer
↑ http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0577.html
↑ name=https://docs.cntd.ru_Серная кислота
↑ Ушакова Н. Н., Фигурновский Н. А. Василий Михайлович Севергин: (1765—1826) / Ред. И. И. Шафрановский. М.: Наука, 1981. C. 59.
↑ См. также Каменное масло
↑ Эпштейн, 1979, с. 40.
↑ Эпштейн, 1979, с. 41.
↑ Density-Concentration Calculator (англ.). Дата обращения: 21 декабря 2021. Архивировано 21 декабря 2021 года.
↑ ¹ ² sulfuric acid hydrogen iodide -> iodine H2S water – Wolfram|Alpha (англ.). www.wolframalpha.com. Дата обращения: 19 мая 2022.
↑ ¹ ² ³ sulfuric acid hydrogen bromide -> bromine sulfur dioxide water – Wolfram|Alpha (англ.). www.wolframalpha.com. Дата обращения: 19 мая 2022.
↑ ¹ ² ³ Ходаков Ю.В., Эпштейн Д.А., Глориозов П.А. § 91. Химические свойства серной кислоты // Неорганическая химия: Учебник для 7—8 классов средней школы. — 18-е изд. — М.: Просвещение, 1987. — С. 209—211. — 240 с. — 1 630 000 экз.
↑ Ходаков Ю.В., Эпштейн Д.А., Глориозов П.А. § 92. Качественная реакция на серную кислоту и её соли // Неорганическая химия: Учебник для 7—8 классов средней школы. — 18-е изд. — М.: Просвещение, 1987. — С. 212. — 240 с. — 1 630 000 экз.
↑ Sulfuric acid (англ.) // «The Essential Chemical Industry — online»
↑ SULFURIC ACID | CAMEO Chemicals | NOAA. cameochemicals.noaa.gov. Дата обращения: 22 мая 2020.
↑ name=https://docs.cntd.ru_ГОСТ (недоступная ссылка) 12.1.007-76. ССБТ. Вредные вещества. Классификация и общие требования
↑ Постановление Правительства Российской Федерации от 3 июня 2010 года № 398. Дата обращения: 30 мая 2016. Архивировано из оригинала 30 июня 2016 года.
↑ см. статью «Вулканы и климат» Архивная копия от 28 сентября 2007 на Wayback Machine (рус.)
↑ Русский архипелаг — Виновато ли человечество в глобальном изменении климата? Архивная копия от 1 декабря 2007 на Wayback Machine (рус.)

Литература[править | править код]

Справочник сернокислотчика [Текст] / А. С. Ленский, П. А. Семенов, Г. А. Максудов; ред. К. М. Малин. — 2 изд., перераб. и доп. — М.: Химия, 1971. — 744 с. — Библиогр. в конце разд.- Предм. указ.: с. 723—744.
Эпштейн Д. А. Общая химическая технология. — М.: Химия, 1979. — 312 с.

Ссылки[править | править код]

Статья «Серная кислота» (Химическая энциклопедия)
Плотность и значение pH серной кислоты при t=20 °C

Источник

Все – это слишком много.. . Но вот кое-что:
С основными окисидами и гидроксидами и разбавленная и концентрированная серная кислота дает соль и воду
H2SO4 + CuO => CuSO4 + H2O
H2SO4 + 2NaOH => Na2SO4 + 2H2O

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

Zn + H2SO4 => ZnSO4 + H2.

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

Концентрированная серная кислота является окислителем за счёт S(6+). 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:

Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O.

При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как SO2, так и свободная сера и сероводород. Так, при взаимодействии с цинком, в зависимости от условий, могут протекать реакции:

Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.

2H2SO4(конц. ) + 2Ag => SO2↑ + Ag2SO4↓ + 2H2O
2H2SO4(конц. ) + C(графит) => 2SO2↑ + СO2↑ + 2H2O
H2SO4(конц. ) + H2S => SO2↑ + S↓ + 2H2O
(не реагирует с Pt и Au, а также из-за пассивации с Be, Bi, Co, Fe и Mg).

Серная кислота образует два ряда солей – средние, сульфаты (Na2SO4) и кислые, гидросульфаты (NaHSО4).
Нерастворимые соли – PbSO4, CaSO4, BaSO4 и др. ; все кислые соли хорошо растворимы в воде.

Безводная серная кислота хорошо растворяет SO3 и реагирует с ним, образуя тяжелую маслообразную жидкость – олеум (смесь H2SO4, H2S2O7 и SO3).

Качественная реакция на серную кислоту:
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl
(выпадает белый осадок, не реагирующий с HCl и HNO3, в отличие от BaSO3 или ВаСО3).

Источник

Оксид серы(VI)

Oксид серы((VI)) образуется при каталитическом окислении сернистого газа:

При обычных условиях это жидкость, которая реагирует с водой с образованием серной кислоты:

Эта реакция протекает даже с парами воды. Поэтому оксид серы((VI)) дымит на воздухе.

Особенностью оксида серы((VI)) является его способность растворяться в концентрированной серной кислоте с образованием олеума.

Оксид серы((VI)) — типичный кислотный оксид. Он реагирует с основаниями и основными оксидами c образованием солей:

Степень окисления серы в этом оксиде — (+6). Это максимальное значение для серы, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он может быть только окислителем.

Серная кислота

H2SO4

— важнейшее соединение серы. Чистая серная кислота представляет собой бесцветную вязкую маслянистую жидкость, котoрая почти в два раза тяжелее воды.

Серная кислота неограниченно смешивается с водой. Растворение серной кислоты сопровождается сильным разогреванием раствора, и может происходить его разбрызгивание. Поэтому серную кислоту растворяют осторожно: тонкой струйкой кислоту вливают в воду при постоянном перемешивании.

Рис. (1). Смешивание серной кислоты с водой

Серная кислота очень гигроскопична и используется для осушки разных веществ.

Химические свойства серной кислоты зависят от её концентрации.

Серная кислота любой концентрации реагирует:

с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием соли и воды:

H2SO4+Zn(OH)2=ZnSO4+2H2O

;

с солями, если образуется газ или нерастворимое вещество:

H2SO4+CaCO3=CaSO4+H2O+CO2↑

Разбавленная кислота реагирует только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода. В реакции образуются сульфаты и выделяется водород. Окислительные свойства в этом случае проявляют атомы водорода:

H2+1SO4+Zn0=Zn+2SO4+H2↑0

Концентрированная кислота реагирует:

со всеми металлами, кроме золота и платины, за счёт сильных окислительных свойств атома серы:

2H2S+6O4+Cu0=Cu+2SO4+S+4O2+2H2O

В реакциях с активными металлами продуктами реакции могут быть сернистый газ, сероводород или сера.

Обрати внимание!

При низкой температуре пассивирует железо и алюминий и с ними не реагирует.

С твёрдыми солями других кислот:

H2SO4(к)+2NaNO3(тв)=Na2SO4+2HNO3

Со многими органическими веществами (происходит обугливание сахара, бумаги, древесины и т. д., так как отнимается вода):

Рис. (2). Обугливание сахара концентрированной серной кислотой

Серная кислота образует два ряда солей. Средние соли называются сульфатами (

Na2SO4,CaSO4

), а кислые — гидросульфатами (

NaHSO4,Ca(HSO4)2

Качественной реакцией на серную кислоту и её соли является реакция с растворимыми солями бария — выпадает белый осадок сульфата бария:

Na2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2NaCl,SO42−+Ba2+=BaSO4↓.

Серная кислота — одно из важнейших химических веществ. Она используется:

для получения других кислот;
для производства минеральных удобрений;
для очистки нефтепродуктов;
в свинцовых аккумуляторах;
в производстве моющих средств, красителей, лекарств.

Соли серной кислоты также находят применение. Медный купорос

CuSO4⋅5H2O

используется для борьбы с заболеваниями растений, гипс

CaSO4⋅2H2O

применяется в строительстве, сульфат бария

BaSO4

— в медицине.

Источники:

Источник

Серная кислота

Систематическое наименование	серная кислота
Хим. формула	H₂SO₄
Состояние	жидкость
Молярная масса	98,078 ± 0,006 г/моль
Плотность	1,8356 г/см³
Динамическая вязкость	0,027534 Па·с
Кинематическая вязкость	0,1501 см²/с (при 20 °C)
Т. плав.	10,38 °C
Т. кип.	337 °C
Удельная теплота плавления	10,73 Дж/кг
Давление пара	0,001 ± 0,001 мм рт.ст.
pK_a	-3
Растворимость в воде	смешивается
Показатель преломления	1.397
Дипольный момент	2.72 Д
ГОСТ	ГОСТ 2184-77 ГОСТ 667-73 ГОСТ 14262-78 ГОСТ 4204-77
Рег. номер CAS	7664-93-9
PubChem	1118
Рег. номер EINECS	231-639-5
SMILES	OS(O)(=O)=O
InChI	1S/H2O4S/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4) QAOWNCQODCNURD-UHFFFAOYSA-N
Рег. номер EC	231-639-5
Кодекс Алиментариус	E513
RTECS	WS5600000
ChEBI	26836 и 45693
Номер ООН	1830
ChemSpider	1086
ЛД₅₀	510 мг/кг
NFPA 704
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Серная кислота H₂SO₄ — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO₃. Если молярное отношение SO₃ : H₂O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1 — раствор SO₃ в серной кислоте (олеум).

Содержание

1 Название
2 Получение серной кислоты
- 2.1 Промышленный (контактный) способ
- 2.2 Нитрозный (башенный) способ
- 2.3 Другой способ
3 Физические и физико-химические свойства
- 3.1 Олеум
4 Химические свойства
5 Применение
6 Токсическое действие
7 Исторические сведения
8 Дополнительные сведения
9 Стандарты

Название

В XVIII—XIX веках серу для пороха производили из серного колчедана (пирит) на купоросных заводах. Серную кислоту в то время называли «купоросным маслом», очевидно отсюда происхождение названия её солей (а точнее именно кристаллогидратов) — купоросы.

Получение серной кислоты

Основная статья: Производство серной кислоты

Промышленный (контактный) способ

В промышленности серную кислоту получают окислением диоксида серы (сернистый газ, образующийся в процессе сжигания серы или серного колчедана) до триоксида (серного ангидрида) с последующим взаимодействием SO₃ с водой. Получаемую данным способом серную кислоту также называют контактной (концентрация 92-94 %).

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

H₂O + SO₃ = H₂SO₄

Нитрозный (башенный) способ

Раньше серную кислоту получали исключительно нитрозным методом в специальных башнях, а кислоту называли башенной (концентрация 75 %). Сущность этого метода заключается в окислении диоксида серы диоксидом азота в присутствии воды. Именно таким способом произошла реакция в воздухе Лондона во время Великого смога.

SO₂ + NO₂ + H₂O = H₂SO₄ + NO ↑

Другой способ

В тех редких случаях, когда сероводород (H₂S) вытесняет сульфат(SO₄^–) из соли (с металлами Cu,Ag,Pb,Hg) побочным продуктом является серная кислота

H₂S + CuSO₄ = CuS + H₂SO₄

Сульфиды данных металлов обладают высочайшей прочностью, а также отличительным чёрным окрасом,

но могут быть окислены до сульфатов, например, азотной кислотой при кипении:

CuS + 8HNO₃ → CuSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O

Физические и физико-химические свойства

Очень сильная кислота, при 18^оС 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 % H₂O с температурой кипения 338,8^оС). 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 H₃O⁺, HSO₃⁺, и 2HSO₄⁻. Образует гидраты H₂SO₄·nH₂O, где n = 1, 2, 3, 4 и 6,5.

Олеум

Основная статья: Олеум

Олеум содержит также пиросерные кислоты, получающиеся по реакциям:

H₂SO₄ + SO₃ → H₂S₂O₇ Сульфит

H₂SO₄ + 2SO₃ → H₂S₃O₁₀

Свойства водных растворов серной кислоты и олеума

Содержание % по массе	Плотность при 20 ℃, г/см³	Температура плавления, ℃	Температура кипения, ℃
H₂SO₄	SO₃ (свободный)
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

lg ⁡p = A − B + 2,126 ,

С повышением температуры усиливается диссоциация:

H₂SO₄ ⟷ H₂O + SO₃ − Q .

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:

d = 1,851 7 − 1,1 ⋅ 10⁻³ t + 2 ⋅ 10⁻⁶ t²

При повышении концентрации и понижении температуры теплопроводность λ уменьшается:

λ = 0,518 + 0,0016t − ( 0,25 + t/1293 ) ⋅ C/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. 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 в концентрированном виде при нагревании — довольно сильный окислитель.

Окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов.

8HI + H₂SO₄ = 4I₂ ↓ + H₂S↑ + 4H₂O

2HBr + H₂SO₄ = Br₂↓ + SO₂↑ + 2H₂O

Углерод до CO₂, серу — до SO₂.

C + 2H₂SO₄ = 2SO₂↑ + CO₂ ↑ + 2H₂O

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂↑ + 2H₂O

Окисляет многие металлы (исключения: Au, Pt, Ir, Rh, Ta.). При этом концентрированная серная кислота восстанавливается до SO₂, например:

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O + SO₂

На холоде в концентрированной серной кислоте Fe, Al, Cr, Co, Ni, Ba пассивируются и реакции не протекают.

Наиболее сильными восстановителями концентрированная серная кислота восстанавливается до S и H₂S. Концентрированная серная кислота поглощает водяные пары, поэтому она применяется для сушки газов, жидкостей и твёрдых тел, например, в эксикаторах. Однако концентрированная H₂SO₄ частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Отщепляя воду от органических соединений и оставляя при этом чёрный углерод (уголь), концентрированная серная кислота приводит к обугливанию древесины, сахара и других веществ.

Разбавленная H₂SO₄ взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением, например:

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂↑

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.

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

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

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

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:

Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Концентрированная H₂SO₄ превращает некоторые органические вещества в другие соединения углерода:

HCOOH + H2SO₄(k) = CO↑ + H₂SO₄ ⋅ nH2O

Качественной реакцией на серную кислоту и её растворимые соли является их взаимодействие с растворимыми солями бария, при котором образуется белый осадок сульфата бария, нерастворимый в воде и кислотах, например:

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl

Применение

Перевозка серной кислоты железнодорожным транспортом осуществляется в специализированных вагонах-цистернах

Контейнеры-цистерны для перевозки серной кислоты погруженные на железнодорожные фитинговые платформы, станция Волковская, Санкт-Петербург

Серную кислоту применяют:

в обработке руд, особенно при добыче редких элементов, в том числе урана, иридия, циркония, осмия и т. п.;
в производстве минеральных удобрений;
как электролит в свинцовых аккумуляторах;
для получения различных минеральных кислот и солей;
в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ;
в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;
в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513 (эмульгатор);
в промышленном органическом синтезе в реакциях:
- дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);
- гидратации (этанол из этилена);
- сульфирования (синтетические моющие средства и промежуточные продукты в производстве красителей);
- алкилирования (получение изооктана, полиэтиленгликоля, капролактама) и др.;
- для восстановления смол в фильтрах на производстве дистиллированной воды.

Мировое производство серной кислоты около 200 млн тонн в год. Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений. На P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется в 2,2—3,4 раза больше по массе серной кислоты, а на (NH₄)₂SO₄ серной кислоты 75 % от массы расходуемого (NH₄)₂SO₄. 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.

В РФ оборот серной кислоты концентрации 45% и более – ограничен.

Исторические сведения

Серная кислота известна с древности, встречаясь в природе в свободном виде, например, в виде озёр вблизи вулканов. Возможно, первое упоминание о кислых газах, получаемых при прокаливании квасцов или железного купороса «зеленого камня», встречается в сочинениях, приписываемых арабскому алхимику Джабир ибн Хайяну.

Схема получения серной кислоты из железного купороса — термическое разложение сульфата железа (II) с последующим охлаждением смеси

Молекула серной кислоты по Дальтону

2FeSO₄ + 7H₂O → Fe₂O₃ + SO2 + H₂O + O₂

2SO₂ + 2H₂O + O₂ ⇄ 2H₂SO₄

В трудах алхимика Валентина (XIII в) описывается способ получения серной кислоты путём поглощения водой газа (серный ангидрид), выделяющегося при сжигании смеси порошков серы и селитры. Впоследствии этот способ лег в основу т. н. «камерного» способа, осуществляемого в небольших камерах, облицованных свинцом, который не растворяется в серной кислоте. В СССР такой способ просуществовал вплоть до 1955 г.

Алхимикам XV в известен был также способ получения серной кислоты 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. Впоследствии, в связи с развитием катализа этот метод вытеснил камерный способ синтеза серной кислоты. В настоящее время серную кислоту получают каталитическим окислением (на V₂O₅) оксида серы (IV) в оксид серы (VI), и последующим растворением оксида серы (VI) в 70 % серной кислоте с образованием олеума.

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 (Полуостров Камчатка, 1907 г.) повышенная концентрация пыли в атмосфере держалась около 2 лет, а характерные серебристые облака серной кислоты наблюдались даже в Париже. Взрыв вулкана Пинатубо в 1991 году, отправивший в атмосферу 3⋅10⁷ тонн серы, привёл к тому, что 1992 и 1993 года были значительно холоднее, чем 1991 и 1994.

Стандарты

Кислота серная техническая ГОСТ 2184-77
Кислота серная аккумуляторная. Технические условия ГОСТ 667-73
Кислота серная особой чистоты. Технические условия ГОСТ 14262-78
Реактивы. Кислота серная. Технические условия ГОСТ 4204-77

Источник

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Способы получения

Химические свойства

Название[править | править код]

Исторические сведения[править | править код]

Физические и физико-химические свойства[править | править код]

Олеум[править | править код]

Химические свойства[править | править код]

Получение серной кислоты[править | править код]

Промышленный (контактный) способ[править | править код]

Нитрозный (башенный) способ[править | править код]

Лабораторные методы[править | править код]

Применение[править | править код]

Токсическое действие[править | править код]

Дополнительные сведения[править | править код]

Стандарты[править | править код]

Примечания[править | править код]

Литература[править | править код]

Ссылки[править | править код]

Содержание

Название

Получение серной кислоты

Промышленный (контактный) способ

Нитрозный (башенный) способ

Другой способ

Физические и физико-химические свойства

Олеум

<img decoding="async" onError="javascript: wp_broken_images = window.wp_broken_images || function(){}; wp_broken_images(this);" alt="серная кислота" src="https://chem.ru/uploads/posts/2018-12/thumbs/1545341156_sernaja-kislota1.jpg" />

Химические свойства

Применение

Токсическое действие

Исторические сведения

Дополнительные сведения

Стандарты

Вам также может понравиться

Как составить бланк в эксель

Как составить возражение на апелляционную жалобу по административному делу

Как найти выключенный телефон по имей

Добавить комментарий Отменить ответ