Какие свойства проявляет концентрированная серная кислота
Серная кислота — сильная двухосновная кислота, при н.у. маслянистая жидкость без цвета и запаха.
Обладает выраженным дегидратационным (водоотнимающим) действием. При попадании на кожу или слизистые оболочки приводит к тяжелым ожогам.
Замечу, что существует олеум — раствор SO3 в безводной серной кислоте, дымящее жидкое или твердое вещество. Олеум применяется
при изготовлении красителей, органическом синтезе и в производстве серной кислот.
Известны несколько способов получения серной кислоты. Применяется промышленный (контактный) способ, основанный на сжигании пирита, окислении
образовавшегося SO2 до SO3 и последующим взаимодействием с водой.
SO2 + O2 ⇄ (кат. — V2O5) SO3
Нитрозный способ получения основан на взаимодействии сернистого газа с диоксидом азота IV в присутствии воды. Он состоит из нескольких этапов:
1. NO + O2 → NO2
Смесь газов подается в башни, орошаемые 75-ной% серной кислотой, здесь смесь оксидов азота поглощается с образованием
нитрозилсерной кислоты:
2. NO + NO2 + 2H2SO4 = 2NO(HSO4) + H2O
3. NO(HSO4) + H2O = H2SO4 + HNO2
В водном растворе диссоциирует ступенчато.
H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-
HSO4- ⇄ H+ + SO42-
Сильная кислота. Реагирует с основными оксидами, основаниями, образуя соли — сульфаты.
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O (гидросульфат калия, соотношение 1:1 — кислая соль)
2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O (сульфат калия, соотношение 2:1 — средняя соль)
С солями реакция идет, если в результате выпадает осадок, образуется газ или слабый электролит (вода). Серная кислота, как и многие
другие кислоты, способна растворять осадки.
BaBr2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HBr
MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + CO2↑ + H2O
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2↑ + H2O
Серная кислота окисляет неметаллы — серу и углерод — соответственно до угольной кислоты (нестойкой) и сернистого газа.
S + H2SO4 → SO2 + H2O
C + H2SO4 → CO2 + SO2 + H2O
Реакции разбавленная серной кислоты с металлами не составляют никаких трудностей: она реагирует как самая обычная кислота, например HCl.
Все металлы, стоящие до водорода, вытесняют из серной кислоты водород, а стоящие после — не реагируют с ней.
Подчеркну, что реакции разбавленной серной кислоты с железом и хромом не сопровождаются переходом этих элементов в максимальную степень окисления.
Они окисляются до +2.
Fe + H2SO4(разб.) → FeSO4 + H2↑
Zn + H2SO4(разб.) → ZnSO4 + H2↑
Cu + H2SO4(разб.) ⇸ (реакция не идет, медь не может вытеснить водород из кислоты)
Концентрированная серная кислота ведет себя совершенно по-иному. Водород никогда не выделяется, вместо него с активными металлами
выделяется H2S, с металлами средней активности — S, с малоактивными металлами — SO2.
Na + H2SO4(конц.) → Na2SO4 + H2S + H2O
Zn + H2SO4(конц.) → ZnSO4 + S + H2O
Cu + H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2 + H2O
Холодная концентрированная серная кислота пассивирует Al, Cr, Fe, Ni, Ba, Co. При нагревании или амальгамировании
данных металлов реакция идет.
Обратите особое внимание, что при реакции железа, хрома с концентрированной серной кислотой достигается степень окисления +3.
В подобных реакциях с разбавленной серной кислотой (написаны выше) достигается степень окисления +2.
Fe + H2SO4(конц.) → (t) Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O
Cr + H2SO4(конц.) → (t) Cr2(SO4)3 + SO2 + H2O
Иногда в тексте задания даны подсказки. Например, если написано, что выделился газ с неприятным запахом тухлых яиц — речь идет
об H2S, если же написано, что выделилось простое вещество — речь о сере (S).
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Серная кислота – одна из сильнейших кислот, представляющая собой маслянистую жидкость. Химические свойства серной кислоты позволяют широко применять её в промышленности.
Общее описание
Серная кислота (H2SO4) обладает характерными свойствами кислот и является сильным окислителем. Это наиболее активная неорганическая кислота с температурой плавления 10°C. Кислота закипает при 296°C с выделением воды и оксида серы SO3. Способна поглощать пары воды, поэтому её используют для осушения газов.
Рис. 1. Серная кислота.
Серную кислоту получают промышленным путём из диоксида серы (SO2), который образуется при горении серы или серного колчедана. Два основных способа образования кислоты:
- контактный (концентрация 94 %) – окисление диоксида серы до трёхокиси серы (SO3) с последующим гидролизом:
2SO2 + O2 → 2SO3; SO3 + H2O → H2SO4;
- нитрозный (концентрация 75 %) – окисление диоксидом азота диоксида серы при взаимодействии воды:
SO2 + NO2 + H2O → H2SO4 + NO.
Раствор SO3 в серной кислоте называется олеумом. Его также используют для получения серной кислоты.
Рис. 2. Процесс получения серной кислоты.
Реакция с водой способствует выделению большого количества тепла. Поэтому к воде примешивают кислоту, а не наоборот. Вода легче кислоты, она остаётся на поверхности. Если добавить воду в кислоту, вода мгновенно закипит, что приведёт к разбрызгиванию кислоты.
Свойства
Серная кислота образует два вида солей:
- кислые – гидросульфаты (NaHSO4, KHSO4);
- средние – сульфаты (BaSO4, CaSO4).
Химические свойства концентрированной серной кислоты представлены в таблице.
Реакция | Что образуется | Пример |
С металлами | – Соль; – вода; – оксид серы; – сера; – сероводород | – С активными: 2H2SO4 + Mg → MgSO4 + SO2 + 2H2O – с металлами средней активности: 4H2SO4 + 2Cr → Cr2(SO4)3 + 4H2O + S; – с малоактивными: 2H2SO4 + Cu → CuSO4 + SO2 + 2Н2О |
С неметаллами | – Кислота; – вода; – оксид серы | 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O |
С оксидами | – Соль; – вода; – оксид серы | – Металлов: H2SO4 + CuO → CuSO4 + H2O; – неметаллов: H2SO4 + CO → CO2 + SO2 + H2O |
С основаниями | – Соль; – вода | H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O |
С солями | – Соль; – углекислый газ; – вода; – кислота | Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O Качественная реакция: H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 (белый осадок) + 2HCl |
Окисление сложных веществ | – Свободные галогены; – оксид серы; – вода | H2SO4 + 2HBr → Br2 + SO2 + 2H2O; H2SO4 + 2HI → I2 + 2H2O + SO2 |
Обугливание сахаров (целлюлозы, крахмала, глюкозы) | – Оксид серы; – углекислый газ; – вода | C6H12O6 + 12H2SO4 → 18H2O + 12SO2↑ + 6CO2↑ |
Рис. 3. Реакция с сахаром.
Разбавленная кислота не окисляет малоактивные металлы, стоящие в электрохимическом ряду после водорода. При взаимодействии с активными металлами (литием, калием, натрием, магнием) выделяется водород и образуется соль. Концентрированная кислота проявляет окислительные свойства с тяжёлыми, щелочными и щелочноземельными металлами при нагревании. Отсутствует реакция с золотом и платиной.
Серная кислота (разведённая и концентрированная) на холоде не взаимодействует с железом, хромом, алюминием, титаном, никелем. Благодаря пассивации металлов (образования защитной оксидной плёнки) серную кислоту можно перевозить в металлических цистернах. Оксид железа разрушается при нагревании.
Что мы узнали?
Из урока 9 класса узнали о свойствах серной кислоты. Это мощный окислитель, вступающий в реакции с металлами, неметаллами, органическими соединениями, солями, основаниями, оксидами. При взаимодействии с водой выделяется тепло. Получают серную кислоту из оксида серы. Концентрированная кислота без нагревания не взаимодействует с некоторыми металлами, что позволяет перевозить кислоту в металлической таре.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.1. Всего получено оценок: 284.
úÄÒÁ×ÓÔ×ÕÊÔÅ, Õ×ÁÖÁÅÍÙÅ
ÞÉÔÁÔÅÌÉ ÒÁÓÓÙÌËÉ! ðÒÏÄÏÌÖÁÅÍ ÉÚÕÞÁÔØ
ÛËÏÌØÎÕÀ ÈÉÍÉÀ Ó ÌÅÇËÏÓÔØÀ.
ó×ÏÊÓÔ×Á ËÏÎÃÅÎÔÒÉÒÏ×ÁÎÎÏÊ ÓÅÒÎÏÊ
ËÉÓÌÏÔÙ:
1. óÅÒÎÁÑ ËÉÓÌÏÔÁ — ÓÉÌØÎÏÅ
×ÏÄÏÏÔÎÉÍÁÀÝÅÅ ÓÒÅÄÓÔ×Ï: ÏÎÁ ÏÔÎÉÍÁÅÔ
ÍÏÌÅËÕÌÙ ×ÏÄÙ ÄÁÖÅ ÏÔ ÏÒÇÁÎÉÞÅÓËÉÈ
ÓÏÅÄÉÎÅÎÉÊ. ðÏÇÒÕÖÅÎÎÁÑ × ËÉÓÌÏÔÕ,
ÏÂÕÇÌÉ×ÁÅÔÓÑ, Á ÐÒÉ ÐÏÐÁÄÁÎÉÉ ËÁÐÅÌØ ÔÁËÏÊ
ËÉÓÌÏÔÙ ÎÁ ÂÕÍÁÇÕ ÐÒÏÉÓÈÏÄÉÔ ÏÂÕÇÌÉ×ÁÎÉÅ É
ÒÁÚßÅÄÁÎÉÅ ÂÕÍÁÇÉ:
(C6H10O5)n
+ H2SO4
=> H2SO4
+ 5nH2O
+ 6C
ÄÒÅ×ÅÓÉÎÁ, ÂÕÍÁÇÁ
ðÒÉ ×ÚÁÉÍÏÄÅÊÓÔ×ÉÉ ËÏÎÃÅÎÔÒÉÒÏ×ÁÎÎÏÊ
ÓÅÒÎÏÊ ËÉÓÌÏÔÙ Ó ÓÁÈÁÒÏÍ ÏÂÒÁÚÕÅÔÓÑ
ÐÏÒÉÓÔÁÑ ÕÇÏÌØÎÁÑ ÍÁÓÓÁ, ÐÏÈÏÖÁÑ ÎÁ ÞÅÒÎÕÀ
ÚÁÔ×ÅÒÄÅ×ÛÕÀ ÇÕÂËÕ:
C12H22O11
+ H2SO4
=> C + H2O
+ CO2
+ Q
ÓÁÈÁÒ
2. íÏÌÅËÕÌÙ ÓÅÒÎÏÊ ËÉÓÌÏÔÙ ÓÏÄÅÒÖÁÔ
ÁÔÏÍÙ ÓÅÒÙ × ×ÙÓÛÅÊ ÄÌÑ ÎÅÅ ÓÔÅÐÅÎÉ
ÏËÉÓÌÅÎÉÑ +6, ÐÏÜÔÏÍÕ
ËÏÎÃÅÎÔÒÉÒÏ×ÁÎÎÁÑ ÓÅÒÎÁÑ ËÉÓÌÏÔÁ
Ñ×ÌÑÅÔÓÑ ÓÉÌØÎÙÍ ÏËÉÓÌÉÔÅÌÅÍ. ôÁË
ÏËÉÓÌÑÀÔÓÑ ÎÅËÏÔÏÒÙÅ ÎÅÍÅÔÁÌÌÙ:
S + 2H2SO4
=> 3SO2
+ 2H2O
C + 2H2SO4
=> CO2
+ 2SO2
+ 2H2O
P4
+ 8H2SO4
=> 4H3PO4
+ 7SO2
+ S + 2H2O
H2S
+ H2SO4
=> S + SO2
+ 2H2O
3. ëÏÎÃÅÎÔÒÉÒÏ×ÁÎÎÁÑ ÓÅÒÎÁÑ ËÉÓÌÏÔÁ
×ÚÁÉÍÏÄÅÊÓÔ×ÕÅÔ ÓÏ ×ÓÅÍÉ ÍÅÔÁÌÌÁÍÉ, ËÒÏÍÅ
ÚÏÌÏÔÁ É ÐÌÁÔÉÎÙ. ÷ÏÄÏÒÏÄ ÐÒÉ ÜÔÏÍ ÎÅ
×ÙÄÅÌÑÅÔÓÑ, Á ÏÂÒÁÚÕÀÔÓÑ ÓÏÅÄÉÎÅÎÉÑ ÓÅÒÙ Ó
ÂÏÌÅÅ ÎÉÚËÉÍÉ ÓÔÅÐÅÎÑÍÉ ÏËÉÓÌÅÎÉÑ
( SO2,
S ÉÌÉ H2S
— ×
ÚÁ×ÉÓÉÍÏÓÔÉ ÏÔ ÁËÔÉ×ÎÏÓÔÉ ÍÅÔÁÌÌÁ ÉÌÉ
ÕÓÌÏ×ÉÊ ÒÅÁËÃÉÉ:
Á)ÍÁÌÏÁËÔÉ×ÎÙÅ ÍÅÔÁÌÌÙ ×ÏÓÓÔÁÎÁ×ÌÉ×ÁÀÔ
ÓÅÒÎÕÀ ËÉÓÌÏÔÕ ÄÏ ÄÉÏËÓÉÄÁ ÓÅÒÙ SO2
:
Cu + 2H2SO4
=> CuSO4
+ SO2
+ 2H2O
2Ag + 2H2SO4
=> Ag2SO4
+ SO2
+ 2H2O
Â) Ó ÍÅÔÁÌÌÁÍÉ ÓÒÅÄÎÅÊ ÁËÔÉ×ÎÏÓÔÉ
×ÏÚÍÏÖÎÙ ÒÅÁËÃÉÉ Ó ×ÙÄÅÌÅÎÉÅÍ ÌÀÂÏÇÏ ÉÚ
ÔÒÅÈ ÐÒÏÄÕËÔÏ× ×ÏÓÓÔÁÎÏ×ÌÅÎÉÑ ÓÅÒÎÏÊ
ËÉÓÌÏÔÙ:
Zn + 2H2SO4
=> ZnSO4
+ SO2
+ 2H2O
3Zn + 4H2SO4
=> 3ZnSO4
+ S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4
=> 4ZnSO4
+ H2S
+ 2H2O
×) Ó ÁËÔÉ×ÎÙÍÉ ÍÅÔÁÌÌÁÍÉ ÍÏÇÕÔ
×ÙÄÅÌÑÔØÓÑ ÓÅÒÁ ÉÌÉ ÓÅÒÏ×ÏÄÏÒÏÄ:
8K + 5H2SO4
=> 4K2SO4
+ H2S
+ 4H2O
6Na + 4H2SO4
=> 3Na2SO4
+ S + 4H2O
Ç) Ó ÁÌÀÍÉÎÉÅÍ, ÖÅÌÅÚÏÍ, ÈÒÏÍÏÍ,
ËÏÂÁÌØÔÏÍ, ÎÉËÅÌÅÍ ËÏÎÃÅÎÔÒÉÒÏ×ÁÎÎÁÑ
ÓÅÒÎÁÑ ËÉÓÌÏÔÁ ÎÁ ÈÏÌÏÄÕ (ÔÏ ÅÓÔØ ÂÅÚ
ÎÁÇÒÅ×ÁÎÉÑ) ÎÅ ×ÚÁÉÍÏÄÅÊÓÔ×ÕÅÔ — ÐÒÏÉÓÈÏÄÉÔ
ÐÁÓÓÉ×ÉÒÏ×ÁÎÉÅ ÜÔÉÈ ÍÅÔÁÌÌÏ×. ðÏÜÔÏÍÕ
ÓÅÒÎÕÀ ËÉÓÌÏÔÕ ÍÏÖÎÏ ÐÅÒÅ×ÏÚÉÔØ × ÖÅÌÅÚÎÏÊ
ÔÁÒÅ. ïÄÎÁËÏ ÐÒÉ ÎÁÇÒÅ×ÁÎÉÉ ×ÏÚÍÏÖÎÏ
×ÚÁÉÍÏÄÅÊÓÔ×ÉÅ Ó ÎÅÊ É ÖÅÌÅÚÁ, É
ÁÌÀÍÉÎÉÑ:
2Fe + 6H2SO4
=> Fe2(SO4)3
+ 3SO2
+ 6H2O
2Al + 6H2SO4
=> Al2(SO4)3
+ 3SO2
+ 6H2O
ðÒÉÍÅÎÅÎÉÅ ÓÅÒÎÏÊ ËÉÓÌÏÔÙ É ÅÅ ÓÏÌÅÊ.
÷ ÈÉÍÉÞÅÓËÏÊ ÐÒÏÍÙÛÌÅÎÎÏÓÔÉ
ÓÅÒÎÁÑ ËÉÓÌÏÔÁ ÉÓÐÏÌØÚÕÅÔÓÑ ÐÒÉ ÐÏÌÕÞÅÎÉÉ
ÑÄÏÈÉÍÉËÁÔÏ×, ÐÌÁÓÔÍÁÓÓ, ×ÏÌÏËÏÎ,
ËÒÁÓÉÔÅÌÅÊ, ÌÅËÁÒÓÔ×, ×ÚÒÙ×ÞÁÔÙÈ ×ÅÝÅÓÔ×.
ðÒÉÍÅÎÑÅÔÓÑ × ÔÅËÓÔÉÌØÎÏÊ, ËÏÖÅ×ÅÎÎÏÊ,
ÐÁÒÆÀÍÅÒÎÏÊ, ÐÉÝÅ×ÏÊ ÐÒÏÍÙÛÌÅÎÎÏÓÔÉ.
èÉÍÉÞÅÓËÉÅ Ó×ÏÊÓÔ×Á ÓÅÒÎÏÊ ËÉÓÌÏÔÙ ÌÅÖÁÔ ×
ÏÓÎÏ×Å ÒÁÂÏÔÙ ÜÌÅËÔÒÉÞÅÓËÉÈ ÁËËÕÍÕÌÑÔÏÒÏ×.
ûÉÒÏËÏÅ ÐÒÉÍÅÎÅÎÉÅ ÉÍÅÀÔ ÓÏÌÉ ÓÅÒÎÏÊ
ËÉÓÌÏÔÙ — ÓÕÌØÆÁÔÙ:
K2SO4
— ËÁÌÉÊÎÏÅ ÕÄÏÂÒÅÎÉÅ
CaSO4+2H2O
— ÇÉÐÓ — × ÕÌÕÞÛÅÎÉÉ ÐÏÞ×,
ÓÔÒÏÉÔÅÌØÓÔ×Å, ÍÅÄÉÃÉÎÅ, ÁÒÈÉÔÅËÔÕÒÅ.
CuSO4+5H2O
— ÍÅÄÎÙÊ ËÕÐÏÒÏÓ — × ÐÒÏÉÚ×ÏÄÓÔ×Å
ËÒÁÓÉÔÅÌÅÊ, ÑÄÏÈÉÍÉËÁÔÏ×, × ÓÔÒÏÉÔÅÌØÓÔ×Å
FeSO4+7H2O — ÖÅÌÅÚÎÙÊ ËÕÐÏÒÏÓ — ÄÌÑ ÉÚÇÏÔÏ×ÌÅÎÉÑ
ÞÅÒÎÉÌ, ÐÒÏÐÉÔËÉ ÔËÁÎÅÊ É ÄÒÅ×ÅÓÉÎÙ
Na2SO4+10H2O
— ÇÌÁÕÂÅÒÏ×Á ÓÏÌØ — × ÍÅÄÉÃÉÎÅ É
×ÅÔÅÒÉÎÁÒÉÉ, × ÐÒÏÉÚ×ÏÄÓÔ×Å ÓÏÄÙ É ÓÔÅËÌÁ.
åÓÌÉ ÈÉÍÉÑ
ÅÝÅ ËÁÖÅÔÓÑ ×ÁÍ ÓÌÏÖÎÏÊ É ÎÅ ×ÐÏÌÎÅ
ÐÏÎÑÔÎÏÊ ÎÁÕËÏÊ — ÐÒÅÄÌÁÇÁÀ ×ÁÍ Ó×ÏÊ
ÕÞÅÂÎÉË «÷×ÏÄÎÁÑ É ÎÅÏÒÇÁÎÉÞÅÓËÁÑ ÈÉÍÉÑ».
ïÎ ÓÏÓÔÏÉÔ ÉÚ Ä×ÕÈ ÞÁÓÔÅÊ. ðÅÒ×ÁÑ
ÎÁÚÙ×ÁÅÔÓÑ «èÉÍÉÑ ÄÌÑ
ÌÅÎÉ×ÙÈ», ×ÔÏÒÁÑ —
«èÉÍÉÑ ÍÅÔÁÌÌÏ× É
ÎÅÍÅÔÁÌÌÏ×». ïÂÁ
ÕÞÅÂÎÉËÁ Ó
ÐÒÏÓÔÙÍÉ É ÐÏÎÑÔÎÙÍÉ ÔÅËÓÔÁÍÉ, ËÁÒÔÉÎËÁÍÉ É
×ÓÅÍ, ÞÔÏ ÎÕÖÎÏ ÚÎÁÔØ ÛËÏÌØÎÉËÕ,
ÚÁËÏÎÞÉ×ÛÅÍÕ 9 ËÌÁÓÓ. éÍÅÑ ÉÈ, ×Ù
ÌÅÇËÏ ×ÏÓÓÔÁÎÏ×ÉÔÅ ÚÁÂÙÔÏÅ, ÒÁÚÂÅÒÅÔÅÓØ ÓÏ
ÓÌÏÖÎÏÓÔÑÍÉ É ÓÍÏÖÅÔÅ ÕÓÐÅÛÎÏ ÉÚÕÞÁÔØ
ÓÌÅÄÕÀÝÉÅ ÒÁÚÄÅÌÙ ÈÉÍÉÉ. ïÂÝÉÊ ÏÂßÅÍ
ÔÅËÓÔÁ ÏËÏÌÏ 300 ÓÔÒÁÎÉÃ, ÏÎ ÓÏÄÅÒÖÉÔ
×ÅÓØ ÎÅÏÂÈÏÄÉÍÙÊ ÐÒÏÇÒÁÍÍÎÙÊ ÍÁÔÅÒÉÁÌ,
ÎÁÐÉÓÁÎ × ÆÏÒÍÁÔÅ Microsoft Word, Á ÐÏÔÏÍÕ
ÕÞÅÂÎÉË ÒÁÂÏÔÁÅÔ ÎÁ ÌÀÂÏÍ
ÉÓÐÒÁ×ÎÏÍ ËÏÍÐØÀÔÅÒÅ, É × ÒÁÂÏÔÅ Ó ÎÉÍ
ÐÒÏÂÌÅÍ Õ ×ÁÓ ÎÅ ÂÕÄÅÔ. æÁÊÌÙ ÎÅ ÔÒÅÂÕÀÔ
ÎÉËÁËÉÈ ÐÁÒÏÌÅÊ É ËÌÀÞÅÊ, ÔÅËÓÔ ÌÅÇËÏ
ËÏÐÉÒÕÅÔÓÑ É ÒÁÓÐÅÞÁÔÙ×ÁÅÔÓÑ.
ôÅÏÒÅÔÉÞÅÓËÏÇÏ
ÍÁÔÅÒÉÁÌÁ ÜÔÏÇÏ ÕÞÅÂÎÉËÁ ×ÐÏÌÎÅ ÄÏÓÔÁÔÏÞÎÏ
ÄÌÑ ÔÏÇÏ, ÞÔÏÂÙ ÓÐÒÁ×ÉÔØÓÑ Ó ÚÁÄÁÎÉÑÍÉ åçü
ÐÏ ÎÅÏÒÇÁÎÉÞÅÓËÏÊ ÈÉÍÉÉ. úÁËÁÚÁÔØ
ÕÞÅÂÎÉË ÎÁ CD-ÄÉÓËÅ ÍÏÖÎÏ ÐÏ ÁÄÒÅÓÕ astera52@mail.ru,
ÐÒÉ ÖÅÌÁÎÉÉ ÂÅÓÐÌÁÔÎÏ ×ÙÓÙÌÁÅÔÓÑ ÆÁÊÌ Ó
ÔÅËÓÔÏÍ ÐÏ ÏÄÎÏÊ ÉÚ ÔÅÍ ÐÏ ×ÁÛÅÍÕ ×ÙÂÏÒÕ.
ðÒÁËÔÉÞÅÓËÉ ÇÏÔÏ×Ï
ÐÏÓÏÂÉÅ «õÞÉÍÓÑ ÒÅÛÁÔØ ÚÁÄÁÞÉ ÐÏ ÈÉÍÉÉ».
÷ ÎÅÍ ÐÒÅÄÓÔÁ×ÌÅÎÙ ÓÐÏÓÏÂÙ ÒÅÛÅÎÉÑ ×ÓÅÈ
ÓÔÁÎÄÁÒÔÎÙÈ ÚÁÄÁÞ ÛËÏÌØÎÏÇÏ ËÕÒÓÁ ÈÉÍÉÉ, Á
ÔÁËÖÅ ÚÁÄÁÞ ÎÅÓÔÁÎÄÁÒÔÎÙÈ É ÐÏ×ÙÛÅÎÎÏÊ
ÓÌÏÖÎÏÓÔÉ — ÎÁ ÓÍÅÓÉ, ËÒÉÓÔÁÌÌÏÇÉÄÒÁÔÙ,
ÒÁÓÔ×ÏÒÉÍÏÓÔØ ×ÅÝÅÓÔ× × ×ÏÄÅ, ÈÉÍÉÞÅÓËÉÅ
ÜË×É×ÁÌÅÎÔÙ, ÐÌÁÓÔÉÎËÉ, ÜÌÅËÔÒÏÌÉÚ,
ÎÅÉÚ×ÅÓÔÎÙÅ ×ÅÝÅÓÔ×Á, ÏÐÒÅÄÅÌÅÎÉÅ
ÍÏÌÅËÕÌÑÒÎÙÈ ÆÏÒÍÕÌ ÓÌÏÖÎÙÈ ×ÅÝÅÓÔ×, ÏÌÅÕÍ,
ÒÁÓÞÅÔ ÓÏÓÔÁ×Á ÇÁÚÏ×ÙÈ ÓÍÅÓÅÊ.
èÏÔÅÌÏÓØ ÂÙ ÚÎÁÔØ, ËÁËÉÅ
ÔÉÐÙ ÚÁÄÁÞ ÐÒÅÄÓÔÁ×ÌÑÀÔ ÄÌÑ ×ÁÓ ÓÌÏÖÎÏÓÔØ.
÷ÓÅ ×ÏÐÒÏÓÙ Á×ÔÏÒÕ
ÐÏÓÏÂÉÊ ÍÏÖÎÏ ÚÁÄÁÔØ ÐÏ ÔÅÌÅÆÏÎÁÍ (8422) 64-31-36
ÉÌÉ 8-927-816-38-92.
÷ÏÔ É ×ÓÅ ÎÁ ÓÅÇÏÄÎÑ.
á×ÔÏÒ ÒÁÓÓÙÌËÉ ôÁÔØÑÎÁ
ëÕÚØÍÉÎÁ, õÌØÑÎÏ×ÓË astera52@mail.ru
ðÉÛÉÔÅ ÐÉÓØÍÁ, ÚÁÄÁ×ÁÊÔÅ
×ÏÐÒÏÓÙ.
áÒÈÉ× ÒÁÓÓÙÌËÉ ÄÏÓÔÕÐÅÎ ÐÏ
ÁÄÒÅÓÕ: http—content.mail.ru-arch-arch_14853
äÏ ×ÓÔÒÅÞÉ!
Оксид серы (VI) — SO3
(серный ангидрид)
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.
Получение
1) 2SO2
+ O2 → 2SO3
(катализатор – V2O5,
при 450˚С)
2)
Fe2(SO4)3 → Fe2O3
+ 3SO3
(разложение при нагревании)
Химические свойства
1)
Серный ангидрид — кислотный оксид.
Взаимодействие
с водой
При растворении в воде дает сильную двухосновную
серную кислоту:
SO3
+ H2O → H2SO4
Диссоциация протекает ступенчато:
H2SO4→
H+
+
HSO4-
(первая ступень, образуется гидросульфат – ион)
HSO4-
→ H+
+
SO42- (вторая ступень, образуется сульфат – ион)
H2SO4
образует два ряда солей — средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)
Взаимодействие
со щелочами
2NaOH
+ SO3
→ Na2SO4
+ H2O
NaOH
+ SO3
(избыток) → NaHSO4
Взаимодействие
с основными оксидами
Na2O
+ SO3 → Na2SO4
2) SO3 — сильныйокислитель.
СЕРНАЯ КИСЛОТА — H2SO4
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!
Производство серной кислоты
1-я стадия.
Печь для обжига колчедана
4FeS2
+ 11O2
→ 2Fe2O3
+ 8SO2
+ Q
Процесс гетерогенный:
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):
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.
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+
+
SO42- (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+
+
SO42-
→ BaSO4↓
Качественная реакция
на сульфат-ион:
Образование белого
осадка BaSO4 (нерастворимого в
кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых
сульфатов.
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↑
Серную кислоту применяют
- 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); - 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.
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» BaSO4обладает 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.
Тренажёр №1 — Сероводород. Оксиды серы
Тренажёр №2 — Свойства разбавленной серной кислоты
Это интересно:
ГЛАУБЕР, ИОГАНН РУДОЛЬФ
ГЛАУБЕРОВА СОЛЬ
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.