Как найти соли серной кислоты

Химические свойства разбавленной серной кислоты

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

1) Диссоциация протекает ступенчато:

H₂SO₄→ H⁺ + HSO₄^— (первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

HSO₄^— → H⁺ + SO₄^2- (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 левее водорода:

Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб) → Zn⁺²SO₄ + H₂⁰↑

Zn⁰ + 2H⁺ → Zn²⁺ + H₂⁰↑

3) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

CuO + 2H⁺ → Cu²⁺ + H₂O

4) Взаимодействие с основаниями:

· H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O (реакция нейтрализации)

H⁺ + OH^— → H₂O

Если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H₂SO₄ + NaOH → NaНSO₄ + H₂O

· H₂SO₄ + Cu(OH)₂ → CuSO₄ + 2H₂O

2H⁺ + Cu(OH)₂ → Cu²⁺ + 2H₂O

5) Обменные реакции с солями:

образование осадка

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Качественная реакция на сульфат-ион

Образование белого осадка BaSO₄ (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

Видео «Качественная реакция на сульфит- и сульфат-ионы»

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

MgCO₃ + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O + CO₂↑

MgCO₃ + 2H⁺ → Mg²⁺ + H₂O + CO₂­↑

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 пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513(эмульгатор);

• в промышленном органическом синтезе в реакциях:

• дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);

• гидратации (получение этанола);

• сульфирования (получение СМС 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.

Медный купорос CuSO₄•5Н₂O широко используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.

«Глауберова соль» (мирабилит) Nа₂SO₄•10Н₂O была получена немецким химиком И. Р. Глаубером при действии серной кислоты на хлорид натрия, в медицине ее используют как слабительное средство.

«Бариевая каша» BaSO₄ обладает способностью задерживать рентгеновские лучи в значительно большей степени, чем ткани организма. Это позволяет рентгенологам при заполнении «бариевой кашей» полых органов определить в них наличие анатомических изменений.

Гипс СаSO₄•2Н₂O находит широкое применение в строительном деле, в медицинской практике для накладывания гипсовых повязок, для изготовления гипсовых скульптур.

I. Оксид серы (VI) (серный ангидрид, триокись серы, серный газ)

SO₃ — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь.

1. Физические свойства

Бесцветная летучая маслянистая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе «дымит», сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

SO₃ хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом. 

2. Получение

1) 2SO₂ + O₂  →  2SO₃ (катализатор – V₂O₅, при 450˚С)

 2) Fe₂(SO₄)₃  →  Fe₂O₃ + 3SO₃­ (разложение при нагревании) 

3. Химические свойства 

Серный ангидрид — кислотный оксид. Его химическая активность достаточно велика.

1) Взаимодействие с водой

При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

Анимация: “Взаимодействие оксида серы (VI) с водой”

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

2) Взаимодействие со щелочами 

2NaOH + SO₃ → Na₂SO₄ + H₂O

NaOH + SO₃ (избыток) → NaHSO₄

3) Взаимодействие с основными оксидами

Na₂O + SO₃ → Na₂SO₄

4) SO₃ — сильный окислитель

5SO₃ + 2P = P₂O₅ + 5SO₂

3SO₃ + H₂S = 4SO₂ + H₂O

2SO₃ + 2KI = SO₂ + J₂ + K₂SO₄

II. Серная кислота и ее соли

Серная кислота H₂SO₄ — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). 

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

1. Физические свойства

Тяжелая маслянистая жидкость («купоросное масло»); r = 1,84 г/см³; 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). 

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

Видео: «Разбавление серной кислоты водой»

2. Производство серной кислоты

Макет производсва серной кислоты

1-я стадия. Печь для обжига колчедана 

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q

Процесс гетерогенный:

• измельчение железного колчедана (пирита)
• метод «кипящего слоя»
• 800°С; отвод лишнего тепла
• 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):

2SO₂ + O₂ → 2SO₃

3-я стадия. Поглотительная башня

nSO₃ + H₂SO₄(конц) → (H₂SO₄ • nSO₃)  (олеум) 

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

3. Химические свойства разбавленной серной кислоты

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

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

1) Диссоциация протекает ступенчато:

H₂SO₄→ H⁺ + HSO₄^— (первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

HSO₄^— → H⁺ + SO₄^2-  (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 левее водорода:

Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб) → Zn⁺²SO₄ + H₂⁰↑ 

Zn⁰ + 2H⁺ → Zn²⁺ + H₂⁰↑ 

3) Взаимодействие с основными и амфотерными  оксидами:

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

CuO + 2H⁺ → Cu²⁺ + H₂O

4) Взаимодействие с основаниями:

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O (реакция нейтрализации)

H⁺ + OH^— → H₂O

Если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H₂SO₄ + NaOH → NaНSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + Cu(OH)₂ → CuSO₄ + 2H₂O

2H⁺ + Cu(OH)₂ → Cu²⁺ + 2H₂O 

5) Обменные реакции с солями:

образование осадка

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓ 

Качественная реакция на сульфат-ион:

Образование белого осадка BaSO₄ (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

Видео: «Качественная реакция на сульфит- и сульфат-ионы»

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

MgCO₃ + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O + CO₂↑

MgCO₃ + 2H⁺ → Mg²⁺ + H₂O + CO₂­

4. 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 пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавкиE513(эмульгатор);
• в промышленном органическом синтезе в реакциях:
  • дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);
  • гидратации (получение этанола);
  • сульфирования (получение СМС и промежуточные продукты в производстве красителей);
  • и др.

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.

Это интересно

История серной кислоты (материал взят с сайта alhimikov.net)

Вы все, наверное, знакомы с медным купоросом, кристаллогидратом сульфата меди (II). Купоросами называют кристаллогидраты двухвалентных металлов. Купоросы изучались еще с древних времен. Так, в некоторых работах конца-начала новой эры обсуждались свойства купоросов и их происхождение. Они упоминаются в трудах греческого врача Диоскорида, римского исследователя природы Плиния Старшего. Об использовании купоросов в металлургии рассказано в работах древнегреческих алхимиков Зосимы из Панополиса. Древний лекарь Ибн Сина использовал различные вещества-купоросы в медицине. 
Самым первым способом получения был процесс нагревания алюмокалиевых квасцов . Сведения об этом способе содержатся в алхимической литературе XIII века. Но алхимики не знали сути процесса и состава квасцов. А целенаправленно химическим синтезом серной кислоты стали заниматься в XV веке. Алхимики обрабатывали смесь сульфида сурьмы(III) Sb2S3 и серы при нагревании с азотной кислотой. 
Серную кислоту средневековые европейские алхимики называли «купоросным маслом», в последствии купоросной кислотой. Алхимики получали небольшие количества, которые использовались для проведения экспериментов. В XVII веке Иоганн Глаубер получил серную кислоту в результате горения самородной серы с калийной селитрой( нитратом калия) в присутствии паров воды. Селитра окисляла серу до оксида серы (VI, который впоследствии реагировал с парами воды, в результате чего образовывалась серная кислота. В 30-е годы XVIII века лондонский фармацевт Уорд Джошуа использовал эту реакцию для промышленного производства серной кислоты. Потребности в серной кислоте в средние века исчислялись всего несколькими десятками килограммов. Она использовалась для аптечных нужд и алхимических опытов. Небольшое количество концентрированной серной кислоты шло производство спичек, которые содержали бертолетовую соль. количество концентрированной кислоты шло для производства особых спичек, содержащих бертолетову соль. На Руси купоросная кислота появилась в семнадцатом веке.
В 1746 г. Джон Робак в английском Бирмингеме наладил производство, адаптировав этот способ для производства серной кислоты, используя освинцованные камеры, которые были прочными , дешевыми более крупными чем стеклянные контейнеры.

Джон Робак

Этот способ использовался в промышленности в течение почти двух столетий. В камерах получали кислоту с концентрацией около 65 %, впоследствии усовершенствовав сам процесс (Это сделали французский химик Гей-Люссак и английский Гловер), концентрацию довели до 78%. Однако этих концентраций для некоторых химических процессов, например, при производстве красителей не хватало. 
Лишь в 1831 г. британский торговец уксусной кислотой Перегрин Филипс запатентовал экономичный процесс для производства оксида серы (VI) и концентрированной серной кислоты, который известен нам в настоящее время как контактный способ получения серной кислоты.
В 1864 году стали производить суперфосфат. В восьмидесятые годы XIX века производство серной кислоты достигло в Европе 1 млн. тонн. Основными производителями были Англия и Германия, на долю которых приходилось более 72% от мирового объема производства.

5. 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.

Медный купорос CuSO₄•5Н₂O широко используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.

«Глауберова соль» (мирабилит) Nа₂SO₄•10Н₂O была получена немецким химиком И. Р. Глаубером при действии серной кислоты на хлорид натрия, в медицине ее используют как слабительное средство.

«Бариевая каша» BaSO₄ обладает способностью задерживать рентгеновские лучи в значительно большей степени, чем ткани организма. Это позволяет рентгенологам при заполнении «бариевой кашей» полых органов определить в них наличие анатомических изменений.

Гипс СаSO₄•2Н₂O находит широкое применение в строительном деле, в медицинской практике для накладывания гипсовых повязок, для изготовления гипсовых скульптур.

III. Тренажеры

Тренажёр №1 — Сероводород. Оксиды серы

Тренажёр №2 — Свойства разбавленной серной кислоты

IV. Задания для закрепления

№1. Осуществите превращения по схеме:

1) Zn →ZnSO₄→Zn(OH)₂ →ZnSO₄ → BaSO₄

2) S →SO₂ →SO₃→H₂SO₄ →K₂SO₄

№2. Закончите уравнения практически осуществимых реакций в полном и кратком ионном виде:

Na₂CO₃ + H₂SO₄→

Cu + H₂SO₄ (раствор) →

Al(OH)₃ + H₂SO₄ →

MgCl₂ + H₂SO₄ →

№3. Запишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием, гидроксидом железа (III), оксидом алюминия, нитратом бария и сульфитом калия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

ЦОРы

Видео: «Разбавление серной кислоты водой»

Макет производсва серной кислоты

Видео:«Качественная реакция на сульфит- и сульфат-ионы»

 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:

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:

NaNO_{3 (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):

H₂SO_4(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

6H₂SO_4(конц.)    +   2Al   →   Al₂(SO₄)₃   +   3SO₂   +  6H₂O

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

2H₂SO_4(конц.)   +   Cu     →  CuSO₄   +   SO₂ ↑ +   2H₂O

2H₂SO_4(конц.)   +   Hg     →  HgSO₄   +   SO₂ ↑ +   2H₂O

2H₂SO_4(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:

5H₂SO_4(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):

5H₂SO_4(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:

3H₂SO_4(конц.)   +   2KBr   →  Br₂↓   +  SO₂↑   +   2KHSO₄    +  2H₂O

5H₂SO_4(конц.)   +   8KI     →  4I₂↓    +   H₂S↑   +   K₂SO₄   +  4H₂O

H₂SO_4(конц.)   +   3H₂S →  4S↓  +  4H₂O