Серная кислота
Реферат по химии
ученицы
9 «В» класса
гимназии
№ 44
Богдановой Инги
Серная
кислота
Свойства.
Серная кислота представляет собой бесцветную вязкую жидкость,
плотность 1,83 г/мл (20º). Температура плавления серной кислоты составляет
10,3ºС, температура кипения 269,2ºС.
Химические свойства серной кислоты во многом зависят от ее
концентрации. В лабораториях и промышленности применяют разбавленную и
концентрированную серную кислоту, хотя это деление условно (четкую границу
между ними провести нельзя).
1. Взаимодействие с металлами.
Разбавленная серная кислота взаимодействует с некоторыми
металлами, например с железом, цинком, магнием, с выделением водорода:
Fe+H2SO4 =FeSO4 +H2
Некоторые малоактивные металлы, такие как медь, серебро, золото, с разбавленной
серной кислотой не реагируют.
Концентрированная серная кислота является сильным
окислителем. Она окисляет многие металлы. Продуктами восстановления кислоты
обычно являются оксиды серы (IV), сероводород и сера (Н2S и S образуются
в реакциях кислоты с активными металлами – магнием, кальцием, натрием, калием и
др.). Примеры реакций:
Cu+2H2SO4=CuSO4+SO2+2H2O
Mg+2H2SO4=MgSO4+SO2+2H2O или
4Mg+5H2SO4=4MgSO4+H2S+4H2O
Серная кислота высокой концентрации (практически безводная)
не взаимодействует с железом в результате пассивации металла. Явление
пассивации связано с образованием на поверхности металла прочной сплошной
пленки, состоящей из оксидов или других соединений, которые препятствуют
контакту металла с кислотой. Благодоря пассивации можно хранить и перевозить
концентрированную серную кислоту в стальной таре. Концентрированная серная
кислота пассивирует также аллюминий, никель, хром, титан.
2. Взаимодействие с неметаллами.
Концентрированная серная кислота может окислять неметаллы,
например:
S+2H2SO4=3SO2+2H2O
Окислительные свойства концентрированной серной кислоты могут
проявляться в реакциях с некоторыми сложными веществами – востановителями,
например:
2KBr+2H2SO4=Br2+SO2+K2SO4+2H2O
3. Взаимодействия с основными
оксидами и основаниями.
Серная кислота проявляет все типичные свойства кислот. Так,
она реагирует с основными амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием
солей. Как двухосновная кислота H2SO4 образует два типа солей: средние соли – сульфаты
и кислые соли – гидросульфаты. Примеры реакций:
Al2O3+3H2SO4=Al2(SO4)3+3Н2О
сульфат алюминия
2КОН+Н2SO4=K2SO4+2H2O
сульфат калия
КОН+Н2SO+=KHSO4+H2O
гидросульфат калия
Гидросульфаты образуются, когда кислота берется в избытке.
Многие соли серной кислоты выделяются из растворов в виде
кристаллогидратов, например
Al2(SO4)3 18Н2О Na2SО4
10Н2О
4. Взаимодействие с солями.
С некоторыми солями серная кислота вступает в реакции обмена,
например:
СаСО3+Н2SO4=CaSO4+СО2↑+Н2О
ВаСl2+H2SO4=BaSO4↓+2HCl
Последняя реакция является качественной на серную кислоту и ее соли: об
их присутствии в растворе судят по образованию белого осадка ВаSO4,
который практически не растворяется в концентрированой азотной кислоте.
5. Взаимодействие с водой.
При растворении в воде серная кислота активно
взаимодействует с ней, образуя гидраты:
nH2O+H2SO4=H2SO4·nH2O
Многие органические вещества, содержащие водород и кислород
(бумага, древесина, ткани, сахара), при дествии серной кислоты обугливаются в
результате связывания кислотой воды. Например: процесс обугливания сахара С12Н22О11
можно описать следующим уравнением:
nC12H22O11+H2SO4=12nC
6. Диссоциация кислоты.
В водных растворах серная кислота диссоциирует на ионы
В водном растворе серная кислота является очень сильной- она
диссоциирована практически полностью по юбоим ступеням. Безводная серная
кислота диссоциирует в незначительной степени, т.е. является слабой.
Производство серной кислоты.
Весь процесс можно разбить на три последовательные стадии: получение
диоксида серы, окисление его до триоксида и поглощение триоксида серы.
1.
Получение диоксида серы.
Наиболее распространенным сырьем для получения SO2 является
пирит FeS2, который подвергается обжигу:
4FeS2+11O2=2FeO2+8SO2
Обжиг производят в специальной печи.В печь снизу под
давлением подается воздух с такой скоростью, чтобы слой раздробленного пирита
разрыхлялся, но частицы твердого вещества не уносились потоком воздуха и
обжиговых газов. Такой способ обжига называется обжигом в кипящем слое,
так как слой твердого вещества похож на кипящую жидкость.
В результате обжига пирита получается обжиговый газ,
который, кроме диоксида серы, содержит кислород, азот, пары воды и другие
примеси. Некотрые из этих примесей вредны для последующих процессов
производства серной кислоты, поэтому обжиговый газ подвергается тщательной
очистке от твердых частиц (пыли) и влаги. Осушение газа проводится
концентрированной серной кислотой.
Иногда в качестве сырья для получения серной кислоты
используют диоксид серы, содержащийся в отходящих газах других производств или
полученный сжиганием серы.
2.Получение триоксида серы.
Вторая стадия производства серной кислоты – окисление
диоксида серы кислородом воздуха до триоксида. В настоящее время этот процесс
осуществляется контактныи способом: окисление производится при температуре 400-
600°С в присутствии катализаторов (платина, оксид ванадия(V) V2O5
или оксид железа(III) Fe2O3). Этот процесс экзотермический. Выделяющаяся
теплота используется для подогрева обжигового газа.
3.Прглощение триоксида серы.
Полученный оксид серы (VI) поступает в поглотительную
башню, стенки которой орошаются концентрированной серной кислотой(массовая доля
H2SO4 98%). Поглощение триоксида серы водой
неэффективно:образуется «туман» из мелких капелек серной кислоты, который долго
концентрируется.
Конечный продукт производства – раствор SO3
в серной кислоте, называемый олеумом. Он может быть разбавлен водой до
серной кислоты нужной концентрации.
Применение.
Серная кислота – важнейший продукт химической
промышленности. Она находит примерение в производстве минеральных удобрений,
волокон, пластмасс, красителей, взрывчатых веществ, в металлургии при получении
меди, никеля, урана и других металлов. Используется ка осушител ь газов.
Большое практическое применение из солей серной
кислоты имеют различные сульфаты. Медный и железный купоросы CuSO4· 5H2O
и FeSO4 ·7H2O используются в сельском хозяйстве для борьбы
с вредителями растений, в производстве красок, для пропитки древесины в
качестве антисептического средства. Купоросами называют кристаллогидраты
сульфатов некоторых металлов (меди, железа, цинка, никеля).
Гипс CaSO4·2H2O и сульфат кальция СаSO4 используют в строительстве, медицине и других облостях. Из гипса при
прокаливании получают алебастр СаSO4·0,5H2O:
CaSО4·2H2O=CaSO4·0,5H2O+1,5H2O
Алебастр, смешааный с водой, быстро затвердевает, превращаясь в гипс:
СаSO4·0,5H2O+1,5H2O=CaSO4·2H2O
Сульфат натрия N2SO4
используется в производстве
стекла. Сульфат натрия входит в состав природного минерала Na2SO4·10H2O
– глауберовой соли, или мирабилита. Сульфаты калия или аммония
применяют как удобрения. Алюмокалиевык квасцы КАI(SO4)2·11H2O
проявляют дубящие своцства, и их используют в производстве кожи, а также как
протраву при крашении тканей. Сульфат бария ВаSО4 применяется
в производстве бумаги, резины и белых минеральных красок.