Специфические химические свойства серной кислоты. Раствор серной кислоты, его реакции и взаимодействие. Применение серной кислоты

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ

Чаще всего в химической практике используются такие сильные кислоты как серная H 2 SO 4 , соляная HCl и азотная HNO 3 . Далее рассмотрим отношение различных металлов к перечисленным кислотам.

Соляная кислота ( HCl )

Соляная кислота – это техническое название хлороводородной кислоты. Получают ее путем растворения в воде газообразного хлороводорода – HCl . Ввиду невысокой его растворимости в воде, концентрация соляной кислоты при обычных условиях не превышает 38%. Поэтому независимо от концентрации соляной кислоты процесс диссоциации ее молекул в водном растворе протекает активно:

HCl H + + Cl -

Образующиеся в этом процессе ионы водорода H + выполняют роль окислителя , окисляя металлы, расположенные в ряду активности левее водорода . Взаимодействие протекает по схеме:

Me + HCl соль + H 2

При этом соль представляет собой хлорид металла (NiCl 2 , CaCl 2 , AlCl 3 ), в котором число хлорид-ионов соответствует степени окисления металла.

Соляная кислота является слабым окислителем, поэтому металлы с переменной валентностью окисляются ей до низших положительных степеней окисления :

Fe 0 → Fe 2+

Co 0 → Co 2+

Ni 0 → Ni 2+

Cr 0 → Cr 2+

Mn 0 → Mn 2+ и др .

Пример:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│ Al 0 – 3 e - → Al 3+ - окисление

3│2 H + + 2 e - → H 2 – восстановление

Соляная кислота пассивирует свинец ( Pb ). Пассивация свинца обусловлена образованием на его поверхности трудно растворимого в воде хлорида свинца (II ), который защищает металл от дальнейшего воздействия кислоты:

Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2

Серная кислота ( H 2 SO 4 )

В промышленности получают серную кислоту очень высокой концентрации (до 98%). Следует учитывать различие окислительных свойств разбавленного раствора и концентрированной серной кислоты по отношению к металлам.

Разбавленная серная кислота

В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют:

H 2 SO 4 H + + HSO 4 -

HSO 4 - H + + SO 4 2-

Образующиеся ионы Н + выполняют функцию окислителя .

Как и соляная кислота, разбавленный раствор серной кислоты взаимодействует только с металлами активными и средней активности (расположенными в ряду активности до водорода).

Химическая реакция протекает по схеме:

Ме + H 2 SO 4( разб .) → соль + H 2

Пример :

2 Al + 3 H 2 SO 4( разб .) → Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

1│2Al 0 – 6e - → 2Al 3+ - окисление

3│2 H + + 2 e - → H 2 – восстановление

Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления :

Fe 0 → Fe 2+

Co 0 → Co 2+

Ni 0 → Ni 2+

Cr 0 → Cr 2+

Mn 0 → Mn 2+ и др .

Свинец ( Pb ) не растворяется в серной кислоте (если ее концентрация ниже 80%) , так как образующаяся соль PbSO 4 нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку.

Концентрированная серная кислота

В концентрированном растворе серной кислоты (выше 68%) большинство молекул находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому функцию окислителя выполняет сера , находящаяся в высшей степени окисления (S +6 ). Концентрированная H 2 SO 4 окисляет все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше потенциала окислителя – сульфат-иона SO 4 2- (0,36 В). В связи с этим, с концентрированной серной кислотой реагируют и некоторые малоактивные металлы .

Процесс взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой в большинстве случаев протекает по схеме:

Me + H 2 SO 4 (конц.) соль + вода + продукт восстановления H 2 SO 4

Продуктами восстановления серной кислоты могут быть следующие соединения серы:

Практика показала, что при взаимодействии металла с концентрированной серной кислотой выделяется смесь продуктов восстановления, состоящая из H 2 S , S и SO 2. Однако, один из этих продуктов образуется в преобладающем количестве. Природа основного продукта определяется активностью металла : чем выше активность, тем глубже процесс восстановления серы в серной кислоте.

Взаимодействие металлов различной активности с концентрированной серной кислотой можно представить схемой:

Алюминий (Al ) и железо (Fe ) не реагируют с холодной концентрированной H 2 SO 4 , покрываясь плотными оксидными пленками, однако при нагревании реакция протекает.

Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt не реагируют с серной кислотой.

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем , поэтому при взаимодействии с ней металлов, обладающих переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления , чем в случае с разбавленным раствором кислоты:

Fe 0 → Fe 3+ ,

Cr 0 → Cr 3+ ,

Mn 0 → Mn 4+ ,

Sn 0 → Sn 4+

Свинец ( Pb ) окисляется до двухвалентного состояния с образованием растворимого гидросульфата свинца Pb ( HSO 4 ) 2 .

Примеры:

Активный металл

8 A1 + 15 H 2 SO 4( конц .) →4A1 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S

4│2 Al 0 – 6 e - → 2 Al 3+ - окисление

3│ S 6+ + 8 e → S 2- – восстановление

Металл средней активности

2 Cr + 4 H 2 SO 4(конц.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S

1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - окисление

1│ S 6+ + 6 e → S 0 - восстановление

Металл малоактивный

2Bi + 6H 2 SO 4( конц .) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3SO 2

1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – окисление

3│ S 6+ + 2 e → S 4+ - восстановление

Азотная кислота ( HNO 3 )

Особенностью азотной кислоты является то, что азот, входящий в состав NO 3 - имеет высшую степень окисления +5 и поэтому обладает сильными окислительными свойствами. Максимальное значение электродного потенциала для нитрат-иона равно 0,96 В, поэтому азотная кислота – более сильный окислитель, чем серная. Роль окислителя в реакциях взаимодействия металлов с азотной кислотой выполняет N 5+ . Следовательно, водород H 2 никогда не выделяется при взаимодействии металлов с азотной кислотой (независимо от концентрации ). Процесс протекает по схеме:

Me + HNO 3 соль + вода + продукт восстановления HNO 3

Продукты восстановления HNO 3 :

Обычно при взаимодействии азотной кислоты с металлом образуется смесь продуктов восстановления, но как правило, один из них является преобладающим. Какой из продуктов будет основным, зависит от концентрации кислоты и активности металла.

Концентрированная азотная кислота

Концентрированным считают раствор кислоты плотностью ρ > 1,25 кг/м 3 , что соответствует
концентрации > 40%. Независимо от активности металла реакция взаимодействия с HNO 3 (конц.) протекает по схеме:

Me + HNO 3 (конц.) → соль + вода + NO 2

С концентрированной азотной кислотой не взаимодействуют благородные металлы (Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt ), а ряд металлов (Al , Ti , Cr , Fe , Co , Ni ) при низкой температуре пассивируются концентрированной азотной кислотой. Реакция возможна при повышении температуры, она протекает по схеме, представленной выше.

Примеры

Активный металл

Al + 6 HNO 3( конц .) → Al (NO 3 ) 3 + 3 H 2 O + 3 NO 2

1│ Al 0 – 3 e → Al 3+ - окисление

3│ N 5+ + e → N 4+ - восстановление

Металл средней активности

Fe + 6 HNO 3(конц.) → Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O + 3NO

1│ Fe 0 – 3e → Fe 3+ - окисление

3│ N 5+ + e → N 4+ - восстановление

Металл малоактивный

Ag + 2HNO 3( конц .) → AgNO 3 + H 2 O + NO 2

1│ Ag 0 – e → Ag + - окисление

1│ N 5+ + e → N 4+ - восстановление

Разбавленная азотная кислота

Продукт восстановления азотной кислоты в разбавленном растворе зависит от активности металла , участвующего в реакции:

Примеры:

Активный металл

8 Al + 30 HNO 3(разб.) → 8Al(NO 3) 3 + 9H 2 O + 3NH 4 NO 3

8│ Al 0 – 3e → Al 3+ - окисление

3│ N 5+ + 8 e → N 3- - восстановление

Выделяющийся в процессе восстановления азотной кислоты аммиак сразу взаимодействует с избытком азотной кислоты, образуя соль – нитрат аммония NH 4 NO 3 :

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3.

Металл средней активности

10Cr + 36HNO 3( разб .) → 10Cr(NO 3) 3 + 18H 2 O + 3N 2

10│ Cr 0 – 3 e → Cr 3+ - окисление

3│ 2 N 5+ + 10 e → N 2 0 - восстановление

Кроме молекулярного азота (N 2 ) при взаимодействии металлов средней активности с разбавленной азотной кислотой образуется в равном количестве оксид азота (I ) – N 2 O . В уравнении реакции нужно писать одно из этих веществ .

Металл малоактивный

3Ag + 4HNO 3( разб .) → 3AgNO 3 + 2H 2 O + NO

3│ Ag 0 – e → Ag + - окисление

1│ N 5+ + 3 e → N 2+ - восстановление

«Царская водка»

«Царская водка» (ранее кислоты называли водками) представляет собой смесь одного объема азотной кислоты и трех-четырех объемов концентрированной соляной кислоты, обладающую очень высокой окислительной активностью. Такая смесь способна растворять некоторые малоактивные металлы, не взаимодействующие с азотной кислотой. Среди них и «царь металлов» - золото. Такое действие «царской водки» объясняется тем, что азотная кислота окисляет соляную с выделением свободного хлора и образованием хлороксида азота (III ), или хлорида нитрозила – NOCl :

HNO 3 + 3 HCl → Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl

2 NOCl → 2 NO + Cl 2

Хлор в момент выделения состоит из атомов. Атомарный хлор является сильнейшим окислителем, что и позволяет «царской водке» воздействовать даже на самые инертные «благородные металлы».

Реакции окисления золота и платины протекают согласно следующим уравнениям:

Au + HNO 3 + 4 HCl → H + NO + 2H 2 O

3Pt + 4HNO 3 + 18HCl → 3H 2 + 4NO + 8H 2 O

На Ru , Os , Rh и Ir «царская водка» не действует.

Е.А. Нуднoва, М.В. Андрюxова

Серная кислота , H2SO4, сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях - тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серную кислоту называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом. Если молярное отношение SO3: Н2О меньше 1, то это водный раствор серной кислоты, если больше 1, - раствор SO3 в серной кислоте.

Природные залежи самородной серы сравнительно невелики. Общее содержание серы в земной коре составляет 0,1%. Сера содержится в нефти, каменном угле, горючих и топочных газах. Чаще сера встречается в природе в виде соединений с цинком, медью и другими металлами. Следует отметить, что доля колчедана и серы в общем балансе сернокислотного сырья постепенно уменьшается, а доля серы, извлекаемой из различных отходов, постепенно возрастает. Возможности получения серной кислоты из отходов весьма значительны. Использование отходящих газов цветной металлургии позволяет получать, без специальных затрат в сернокислотных системах на обжиг серосодержащего сырья.

Физические и химические свойства серной кислоты

Стопроцентная H2SO4 (SO3 х H2O) называется моногидратом. Соединение не дымит, в концентрированном виде не разрушает черные металлы, являясь при этом одной из самых сильных кислот;

• вещество пагубным образом действует на растительные и животные ткани, отнимая и них воду, вследствие чего они обугливаются.
• кристаллизуется при 10,45 "С;
• tkип 296,2 "С;
• плотность 1,9203 г/см3;
• теплоёмкость 1,62 дж/г.

Серная кислота смешивается с Н2О и SO3 в любых соотношениях, образуя соединения:

• H2SO4 х 4 H2O (tпл - 28,36 "С),
• H2SO4 х 3 H2O (tпл - 36,31 "С),
• H2SO4 х 2 H2O (tпл - 39,60 "С),
• H2SO4 х H2O (tпл - 8,48 "С),
• H2SO4 х SO3 (H2S2O7 - двусерная или пиросерная кислота, tпл 35,15 "С) - олеум,
• H2SO х 2 SO3 (H2S3O10 - трисерная кислота, tпл 1,20 "C).

При нагревании и кипении водных растворов серной кислоты, содержащих до 70% H2SO4, в паровую фазу выделяются только пары воды. Над более концентрированными растворами появляются и пары серной кислоты. Раствор 98,3% H2SO4 (азеотропная смесь) при кипении (336,5 "С) перегоняется полностью. Серная кислота, содержащая свыше 98,3% H2SO4, при нагревании выделяет пары SO3.
Концентрированная серная кислота - сильный окислитель. Она окисляет HI и НВг до свободных галогенов. При нагревании окисляет все металлы, кроме Au и платиновых металлов (за исключением Pd). На холоде концентрированная серная кислота пассивирует многие металлы, в том числе РЬ, Cr, Ni, сталь, чугун. Разбавленная серная кислота реагирует со всеми металлами (кроме РЬ), предшествующими водороду в ряду напряжении, например: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2.

Как сильная кислота H2SO4 вытесняет более слабые кислоты из их солей, например борную кислоту из буры:

Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O = Na2SO4 + 4 H2BO3,

а при нагревании вытесняет более летучие кислоты, например:

NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3.

Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы - ОН. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты приводит к получению этилена или диэтилового эфира. Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и других углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием. Как двухосновная, серная кислота образует два типа солей: сульфаты и гидросульфаты.

Температура замерзания серной кислоты:
концентрация, %	темп.замерз., "С
74,7	-20
76,4	-20
78,1	-20
79,5	-7,5
80,1	-8,5
81,5	-0,2
83,5	1,6
84,3	8,5
85,7	4,6
87,9	-9
90,4	-20
92,1	-35
95,6	-20

Сырьё для получения серной кислоты

Сырьём для получения серной кислоты могут служить: сера, серный колчедан FeS2, отходящие газы печей окислительного обжига сульфидных руд Zn, Сu, РЬ и других металлов, содержащие SO2. В России основное количество серной кислоты получают из серного колчедана. Сжигают FeS2 в печах, где он находится в состоянии кипящего слоя. Это достигается быстрым продуванием воздуха через слой тонко измельченного колчедана. Получаемая газовая смесь содержит SO2, O2, N2, примеси SO3, паров Н2О, As2O3, SiO2 и другие, и несёт много огарковой пыли, от которой газы очищаются в электрофильтрах.

Способы получения серной кислоты

Серную кислоту получают из SO2 двумя способами: нитрозным (башенным) и контактным.

Нитрозный способ

Переработка SO2 в серную кислоту по нитрозному способу осуществляется в продукционных башнях - цилиндрических резервуарах (высотой 15 м и более), заполненных насадкой из керамических колец. Сверху, навстречу газовому потоку разбрызгивается "нитроза" - разбавленная серная кислота, содержащая нитрозилсерную кислоту NOOSO3H, получаемую по реакции:

N2O3 + 2 H2SO4 = 2 NOOSO3H + H2O .

Окисление SO2 окислами азота происходит в растворе после его абсорбции нитрозой. Водою нитроза гидролизуется:

NOOSO3H + H2O = H2SO4 + HNO2.

Сернистый газ, поступивший в башни, с водой образует сернистую кислоту:

SO2 + H2O = H2SO3.

Взаимодействие HNO2 и H2SO3 приводит к получению серной кислоты:

2 HNO2 + H2SO3 = H2SO4 + 2 NO + H2O.

Выделяющаяся NO превращается в окислительной башне в N2O3 (точнее в смесь NO + NO2). Оттуда газы поступают в поглотительные башни, где навстречу им сверху подаётся серная кислота. Образуется нитроза, которую перекачивают в продукционные башни. Таким образом осуществляется непрерывность производства и круговорот окислов азота. Неизбежные потери их с выхлопными газами восполняются добавлением HNO3.

Серная кислота, получаемая нитрозным способом, имеет недостаточно высокую концентрацию и содержит вредные примеси (например, As). Её производство сопровождается выбросом в атмосферу окислов азота ("лисий хвост", названный так по цвету NO2).

Контактный способ

Принцип контактного способа производства серной кислоты был открыт в 1831 П. Филипсом (Великобритания). Первым катализатором была платина. В конце 19 - начале 20 вв. было открыто ускорение окисления SO2 в SO3 ванадиевым ангидридом V2O5. Особенно большую роль в изучении действия ванадиевых катализаторов и их подборе сыграли исследования советских учёных А. Е. Ададурова, Г. К. Борескова, Ф. Н. Юшкевича.

Современные сернокислотные заводы строят для работы по контактному методу. В качестве основы катализатора применяются окислы ванадия с добавками SiO2, Al2O3, K2O, CaO, BaO в различных соотношениях. Все ванадиевые контактные массы проявляют свою активность только при температуре не ниже ~420 "С. В контактном аппарате газ проходит обычно 4 или 5 слоев контактной массы. В производстве серной кислоты контактным способом обжиговый газ предварительно очищают от примесей, отравляющих катализатор. As, Se и остатки пыли удаляют в промывных башнях, орошаемых серной кислотой. От тумана серную кислоту (образующейся из присутствующих в газовой смеси SO3 и H2O) освобождают в мокрых электрофильтрах. Пары H2O поглощаются концентрированной серной кислотой в сушильных башнях. Затем смесь SO2 с воздухом проходит через катализатор (контактную массу) и окисляется до SO3:

SO2 + 1/2 O2 = SO3.

SO3 + H2O = H2SO4.

В зависимости от количества воды, поступившей в процесс, получается раствор серной кислоты в воде или олеум.
Посредством данного метода сейчас вырабатывается порядка 80% H2SO4 в мире.

Применение серной кислоты

Серная кислота может служить для очистки нефтепродуктов от сернистых, непредельных органических соединений.

В металлургии серная кислота применяется для удаления окалины с проволоки, а также листов перед лужением и оцинкованием (разбавленная), для травления разичных металлических поверхностей перед покрытием их хромом, медью, никелем и др. Также с помощью серной кислоты разлагают комплексные руды (в частности, урановые).

В органическом синтезе серная кислота концентрированная является необходимым компонентом нитрующих смесей, а также сульфирующим средством при получении многих красителей и лекарственных веществ.

Широко применяется серная кислота для производства удобрений, этилового спирта, искусственного волокна, капролактама, двуокиси титана, анилиновых красителей и целого ряда других химических соединений.

Серная кислота отработанная (отход) применяется в химической, металлургической, деревообрабатывающей и других отраслях промышленности Серная кислота аккумуляторная применяется в производстве свинцово-кислотных источников тока.

В городе Ревда с рельсов сошли 15 вагонов с серной кислотой. Груз принадлежал Среднеуральскому медеплавильному заводу.

ЧП произошло на ведомственных железнодорожных путях в 2013-ом году. Кислота разлилась на площади в 1000 квадратных километров.

Это указывает на масштабы потребности промышленников в реагенте. В Средние века, к примеру, в год требовались лишь десятки литров серной кислоты.

В 21-ом же веке мировая выработка вещества в год – десятки миллионов тонн. По объему производства и применения судят о развитии химических отраслей стран. Так что, реагент достоин внимания. Описание начнем со свойств вещества.

Свойства серной кислоты

Внешне 100-процентная серная кислота – маслянистая жидкость. Она бесцветна и тяжела, отличается крайней гигроскопичностью.

Это значит, что вещество поглощает из атмосферы пары воды. При этом, кислота выделяет тепло.

Поэтому, к концентрированной форме вещества воду добавляют малыми дозами. Влей много и быстро, полетят брызги кислоты.

Учитывая ее свойство разъедать материи, в том числе, и живые ткани, ситуация опасна.

Концентрированной серной кислотой называют раствор, в котором реагента больше 40%. Такой способен растворить , .

Раствор серной кислоты до 40% — неконцентрированный, химически проявляет себя иначе. Воду в него доливать можно достаточно быстро.

Палладий с не растворятся, зато, распадутся , и . А вот концентрату кислоты все три металла не подвластны.

Если смотреть на , серная кислота в растворе реагирует с активными металлами, стоящими до водорода.

Насыщенное же вещество взаимодействует и с неактивными. Исключение – благородные металлы. Почему же концентрат не «трогает» железо, медь?

Причина в их пассивации. Так называют процесс покрытия металлов защитной пленкой оксидов.

Она-то и препятствует растворению поверхностей, правда, лишь в обычных условиях. При нагреве реакция возможна.

Разбавленная серная кислота больше похожа на воду, нежели масло. Концентрат же, отличим не только по тягучести и плотности, но и дыму, исходящему от вещества на воздухе.

К сожалению, в Мертвом озере на Сицилии содержание кислоты меньше 40%. По внешнему виду водоема не скажешь, что он опасен.

Однако, из дна сочится опасный реагент, образующийся в породах земной коры. Сырьем может служить, к примеру, .

Этот минерал еще зовут серным . При контакте с воздухом и водой распадается на 2-ух и 3-ех валентное железо.

Второй продукт реакции – серная кислота. Формула героини , соответственно: — H 2 SO 3 . Нет ни специфического цвета, ни запаха.

Опустив, по незнанию, руку в воды сицилийского озера Смерти на пару минут, люди лишаются .

Учитывая разъедающую способность водоема, местные преступники взялись сбрасывать в него трупы. Несколько дней, и от органики не остается и следа.

Продуктом реакции серной кислоты с органикой нередко является . Реагент отщепляет от органики воду. Вот и остается углерод.

В итоге, топливо можно получить из «сырой» древесины, . Человеческие ткани – не исключение. Но, это уже сюжет для фильма ужасов.

Качество горючего получаемого из обработанной органики низкое. Кислота в реакции является окислителем, хотя, может быть и восстановителем.

В последней роли вещество выступает, к примеру, взаимодействуя с галогенами. Это элементы 17-ой группы таблицы Менделеева.

Все эти вещества сами не являются сильными восстановителями. Если же кислота встречается с таковыми, выступает лишь в роли окислителя.

Пример: — реакция с сероводородом. А какие реакции дают саму серную кислоту, как ее добывают и производят?

Добыча серной кислоты

В прошлые века реагент добывали не только из железной руды, называемой пиритом, но и из железного купороса, а так же, квасцов.

Под последним понятием скрываются кристаллогидраты сульфатов, двойные .

В принципе, все перечисленные минералы являются серосодержащим сырьем, поэтому, могут применяться для производства серной кислоты и в современности.

Минеральная основа бывает разной, но итог ее обработки один – серный ангидрит с формулой SO 2 . Образуется при реакции с кислородом. Получается, нужно сжечь основу.

Полученный ангидрит проходит абсорбцию водой. Формула реакции такова: SO 2 +1/2O 2 +H 2) -àH 2 SO 4 . Как видно, в процессе участвует кислород.

В обычных условиях сернистый ангидрид с ним взаимодействует медленно. Поэтому, промышленники окисляют сырье на катализаторах.

Метод именуется контактным. Есть еще нитрозный подход. Это окисление оксидами .

Первые упоминания о реагенте и его добыче содержит труд, датируемый 940-ым годом.

Это записи одного из персидских алхимиков по имени Абубекер аль-Рази. Однако, о кислых газах, получаемых путем прокаливания квасцов, говорил и Джафар аль-Суфи.

Этот арабский алхимик жил еще в 8-ом веке. Однако, судя по записям, в чистом виде серную кислоту не получил.

Применение серной кислоты

Более 40% кислоты идут на производство минеральных удобрений. В ходу суперфосфат, сульфат аммония, аммофос.

Все это комплексные подкормки, на которые делают ставки фермеры и крупные производители.

В удобрения добавляют моногидрат. Это чистая, 100-процентная кислота. Кристаллизуется уже при 10 градусах Цельсия.

Если используют раствор, берут 65-процентный. Такой, к примеру, добавляют в суперфосфат, получаемый из минерала .

На производство всего одной тонны удобрения уходят 600 кило концентрата кислоты.

Около 30% серной кислоты тратятся на очистку углеводородов. Реагент улучшает качество смазочных масел, керосина, парафина.

К ним примыкают минеральные масла и жиры. Их тоже очищают с помощью серного концентрата.

Способность реагента растворять металлы применяется при переработке руд. Их разложение столь же бюджетно, как и сама кислота.

Не растворяя железо, она не растворяет и содержащую его . Значит, можно использовать аппаратуру из нее, а не дорогих .

Подойдет, так же, дешевый , тоже сделанный на основе феррума. Что же касается растворяемых, добываемых с помощью серной кислоты металлов, можно получить ,

Способность кислоты поглощать воду из атмосферы, делает реагент отличным осушителем.

Если воздействовать на воздух 95-процентным раствором, остаточная влажность составит всего 0,003 миллиграмма паров воды на литр осушаемого газа. Метод применяют в лабораториях и на промышленных производствах.

Стоит отметить роль не только чистого вещества, но и его соединений. Они пригождаются, в основном, в медицине.

Бариевая каша, к примеру, задерживает рентгеновское излучение. Врачи заполняют веществом полые органы, облегчая исследования рентгенологов. Формула бариевой каши: — BaSO 4 .

Природный , кстати, тоже содержит серную кислоту, и тоже нужен медикам, но уже при фиксации переломов.

Необходим минерал и строителям, использующим его в качестве связующего, скрепляющего материала, а так же, для декоративной отделки.

Цена серной кислоты

Цена на реагент – одна из причин его популярности. Килограмм технической серной кислоты можно приобрести всего за 7 рублей.

Столько за свою продукцию просят, к примеру, менеджеры одного из предприятий Ростова на Дону. Разливают канистрами по 37 кило.

Это стандартный объем тары. Встречаются, так же, канистры в 35 и 36 килограммов.

Купить серную кислоту специализированного плана, к примеру, аккумуляторную, немногим дороже.

За 36-килограммовую канистру просят, как правило, от 2000 рублей. Вот, кстати, еще одна сфера применения реагента.

Не секрет, что разбавленная дистиллированной водой кислота – это электролит. Он нужен не только для обычных батареек, но и машинных аккумуляторов.

Разряжаются они, поскольку серная кислота расходуется, при этом, выделяется более легкая вода. Падает плотность электролита, а значит, и его эффективность.

Цели урока: учащиеся должны знать строение, физические и химические свойства H 2 SO 4 ; уметь на основе знаний о скорости химических реакций и химическом равновесии обосновывать выбор условий течения реакций, лежащих в основе производства серной кислоты; определять на практике сульфат- и сульфид-ионы.

Основные понятия: сернистый ангидрид, серный ангидрид, комплексное использование сырья.

Ход урока

I. Организационный момент; проверка домашнего задания

II. Новый материал

1. Электронная и структурная формулы. Так как сера находится в 3-м периоде периодической системы, то правило октета не соблюдается и атом серы может приобрести до двенадцати электронов.

(Шесть электронов серы обозначены звездочкой.)

2. Получение. Серная кислота образуется при взаимодействии оксида серы (VI) с водой (SO 3 + Н 2 О H 2 SO 4). Описание производства серной кислоты приводится в § 16 (, с. 37 - 42).

3. Физические свойства. Серная кислота -- бесцветная, тяжелая (=1,84 г/см 3), нелетучая жидкость. При растворении ее в воде происходит очень сильное разогревание. Помните, что нельзя вливать воду в концентрированную серную кислоту (рис. 2)! Концентрированная серная кислота поглощает из воздуха водяные пары. В этом можно убедиться, если открытый сосуд с концентрированной серной кислотой уравновесить на весах: через некоторое время чашка с сосудом опустится.

Рис. 2.

4. Химические свойства. Разбавленная серная кислота обладает общими свойствами, характерными для кислот и специфическими (табл. 7).

Таблица 7

Химические свойства серной кислоты
Общие с другими кислотами	Специфические
1. Водный раствор изменяет окраску индикаторов.	1. Концентрированная серная кислота -- сильный окислитель: при нагревании она реагирует почти со всеми металлами (искл. Аu, Pt и нек. др.). В этих реакциях в зависимости от активности металла и условий выделяются SO2, H2S, S, например: Cu+2H 2 SO 4 CuSO 4 +SO 2 +2H 2 O
2. Разбавленная серная кислота реагирует с металлами: H 2 SO 4 +Zn ZnSO 4 +H 2 2H + + SO 4 2- +Zn 0 Zn 2+ + SO 4 2- +H 2 0 2H + + Zn 0 Zn 2+ + H 2 0	2. Концентрированная серная кислота энергично реагирует с водой с образованием гидратов: H 2 SO 4 + nH 2 O H 2 SO 4 nН 2 О+ Q Концентрированная серная кислота способна отщепить от органических веществ водород и кислород в виде воды, обугливая органические вещества
3. Реагирует с основными и амфотерными оксидами: H 2 SO 4 + MgO MgSO 4 + H 2 O 2H + +SO 4 2- +MgOMg 2+ +SO 4 2- +H 2 O 2H + + MgO Mg 2+ + H 2 O	3. Характерной реакцией на серную кислоту и ее соли является взаимодействие с растворимыми солями бария: Н 2 SО 4 + ВаСl 2 BaSO 4 +2HCl 2H + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2Cl - BaSO 4 + 2Н + + 2Сl - Ba 2+ + SO 4 2- BaSO 4 Выпадает белый осадок, который не растворяется ни в воде, ни в концентрированной азотной кислоте
4. Взаимодействует с основаниями: H 2 SO 4 + 2KOH K 2 SO 4 + 2H 2 O 2H + + SO 4 2- + 2K + + 2OH - 2K + + SO 4 2- + 2H 2 O 2H + + 2OH - 2H 2 O Если кислота взята в избытке, то образуется кислая соль: H 2 SO 4 +NaOH NaHSO 4 +H 2 O
5. Реагирует с солями, вытесняя из них другие кислоты: 3H 2 SO 4 +Ca 3 (PO 4) 2 3CaSO 4 +2H 3 PO 4

Применение. Серную кислоту широко применяют (рис. 3), она является основным продуктам химической промышленности.

Рис. 3. Применение серной кислоты: 1 - получение красителей; 2 - минеральных удобрений; 3 - очистка нефтепродуктов; 4 - электролитическое получение меди; 5 - электролит в аккумуляторах; 6 - получение взрывчатых веществ; 7 - красителей; 8 - искусственного шелка; 9 -- глюкозы; 10 -- солей; 11 - кислот.

Серная кислота образует два ряда солей -- средние и кислые:

Na 2 SО 4 NaHSО 4

сульфат натрия гидросульфат натрия

(средняя соль) (кислая соль)

Соли серной кислоты широко используют, например, Na 2 SO 4 10H 2 O - кристаллогидрат сульфата натрия (глауберова соль) применяют в производстве соды, стекла, в медицине и ветеринарии. CaSO 4 2H 2 O - кристаллогидрат сульфата кальция (природный гипс) - применяют для получения полуводного гипса, необходимого в строительстве, а в медицине - для накладывания гипсовых повязок. CuSO 4 5H 2 O - кристаллогидрат сульфата меди (II) (медный купорос) - используют в борьбе с вредителями растений.

III. Закрепление нового материала

1. Зимой между рамами окон иногда помещают сосуд с концентрированной серной кислотой. С какой целью это делают, почему сосуд нельзя заполнять кислотой доверху?

2. Концентрированная серная кислота при нагревании реагирует с ртутью и серебром, подобно тому, как она реагирует с медью. Составьте уравнения этих реакций и укажите окислитель и восстановитель.

3. Как распознать сульфиды? Где они применяются?

4. Составьте уравнения реакций, которые практически осуществимы, используя приведенные схемы:

Hg + H 2 SO 4(конц)

MgCl 2 + H 2 SO 4(конц.)

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4

Al(OH) 3 + H 2 SO 4

При составлении уравнений реакций укажите условия их осуществления. В тех случаях, где это требуется, составьте уравнения в ионном и сокращенном ионном виде.

5. Назовите окислитель в реакциях: а) разбавленной серной кислоты с металлами; б) концентрированной серной кислоты с металлами.

6. Что вы знаете о сернистой кислоте?

7. Почему концентрированная серная кислота является сильным окислителем? Каковы особые свойства концентрированной серной кислоты?

8. Как концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами?

9. Где применяются серная кислота и ее соли?

1. Какой объем кислорода потребуется для сжигания: а) 3,4 кг сероводорода; б) 6500 м 3 сероводорода?

2. Какова масса раствора, содержащего 0,2 массовые доли серной кислоты, которая расходуется на реакцию с 4,5 г алюминия?

Лабораторные опыты

VI. Распознавание сульфат-ионов в растворе. В одну пробирку налейте 1--2 мл раствора сульфата натрия, в другую -- столько же сульфата цинка, а в третью -- разбавленного раствора серной кислоты. Во все пробирки поместите по грануле цинка, а затем добавьте несколько капель раствора хлорида бария или нитрата бария.

Задания. 1. Как можно отличить серную кислоту от ее солей? 2. Как отличить сульфаты от других солей? Составьте уравнения проделанных вами реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

IV. Домашнее задание

Химические свойства серной кислоты такие:

1. Взаимодействие с металлами :

Разбавленная кислота растворяет только те металлы, которые стоят левее водорода в ряду напряжений, например H 2 +1 SO 4 + Zn 0 = H 2 O + Zn +2 SO 4 ;

Окислительные свойства серной кислоты велики. При взаимодействии с различными металлами (кроме Pt, Au) она может восстанавливаться до H 2 S -2 , S +4 O 2 или S 0 , например:

2H 2 +6 SO 4 + 2Ag 0 = S +4 O 2 + Ag 2 +1 SO 4 + 2H 2 O;

5H 2 +6 SO 4 +8Na 0 = H 2 S -2 + 4Na 2 +1 SO 4 + 4H 2 O;

2. Концентрированная кислота H 2 S +6 O 4 также реагирует (при нагревании) с некоторыми неметаллами, превращаясь при этом в соединения серы с более низкой степенью окисления , например:

2H 2 S +6 O 4 + С 0 = 2S +4 O 2 + C +4 O 2 + 2H 2 O;

2H 2 S +6 O 4 + S 0 = 3S +4 O 2 + 2H 2 O;

5H 2 S +6 O 4 + 2P 0 = 2H 3 P +5 O 4 + 5S +4 O 2 + 2H 2 O;

3. С основными оксидами:

H 2 SO 4 + CuO = CuSO 4 + H 2 O;

4. С гидроксидами:

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O;

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O;

5. Взаимодействие с солями при обменных реакциях:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = 2HCl + BaSO 4 ;

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

Мысль о том, что атом элемента обладает способностью к «насыщению», была высказана в 1853 г. Э. Франклендом при рассмотрении конституции металлорганических соединений. Развивая эту идею, в 1854 г. Кекуле впервые высказал идею о «двухосновности», или «двухатомности» (позднее он стал использовать термин «валентность») серы и кислорода, а в 1857 г. разделил все элементы на одно-, двух- и трехосновные; углерод Кекуле (одновременно с немецким химиком Г. Кольбе) определил как четырёхатомный элемент. В 1858 г. Кекуле (одновременно с шотландским химиком А. Купером) указал на способность атомов углерода при насыщении своих «единиц сродства» образовывать цепи. Это механическое учение о соединении атомов в цепи с образованием молекул легло в основу теории химического строения.

В 1865 г. Кекуле высказал предположение, что молекула бензола имеет форму правильного шестиугольника, образованного шестью углеродными атомами, с которыми связаны шесть атомов водорода. Объединив представление об образовании цепей с учением о существовании кратных связей, он пришел к идее чередования в бензольном кольце простых и двойных связей (сходные структурные формулы предложил незадолго до этого И. Лошмидт). Несмотря на то, что эта теория сразу столкнулась с возражениями, она довольно быстро привилась в науке и практике.

Концепция Кекуле открыла путь к установлению структуры многих циклических (ароматических) соединений. Для объяснения неспособности бензола присоединять галогенводороды Кекуле в 1872 г. выдвинул осцилляционную гипотезу, согласно которой в бензоле простые и двойные связи постоянно меняются местами. В 1867 г. Кекуле опубликовал работу о пространственном расположении атомов в молекуле, где указывал, что связи углеродного атома могут не находиться в одной плоскости.

Кекуле несколько лет был президентом Немецкого химического общества. Он являлся одним из организаторов Международного конгресса химиков в Карлсруэ (1860). Весьма плодотворной была педагогическая деятельность Кекуле. Он автор получившего широкую известность «Учебника органической химии» (1859-1861). Целый ряд учеников Кекуле стали выдающимися химиками; среди них можно особо отметить Л. Мейера, Я. Вант-Гоффа, А. Байера и Э. Фишера.

БУТЛЕРОВ, Александр Михайлович

Русский химик Александр Михайлович Бутлеров родился в Чистополе Казанской губернии в семье помещика, офицера в отставке. Рано лишившись матери, Бутлеров воспитывался в одном из частных пансионов в Казани, затем учился в Казанской гимназии. В шестнадцатилетнем возрасте он поступил на физико-математическое отделение Казанского университета, который в то время был центром естественнонаучных исследований в России.

В первые годы студенчества Бутлеров увлекался ботаникой и зоологией, но затем под влиянием лекций К. К. Клауса и Н. Н. Зинина заинтересовался химией и решил посвятить себя этой науке. В 1849 г. Бутлеров окончил университет и по представлению Клауса был оставлен на кафедре в качестве преподавателя. В 1851 г. он защитил магистерскую диссертацию «Об окислении органических соединений», а в 1854 г. - докторскую диссертацию «Об эфирных маслах». В 1854 г. Бутлеров стал экстраординарным, а в 1857 г. - ординарным профессором химии Казанского университета.

Во время заграничной поездки в 1857-1858 гг. Бутлеров познакомился со многими ведущими химиками Европы, участвовал в заседаниях только что организованного Парижского химического общества. В лаборатории Ш. А. Вюрца Бутлеров начал цикл экспериментальных исследований, послуживший основой теории химического строения. Её главные положения он сформулировал в докладе «О химическом строении вещества», прочитанном на Съезде немецких естествоиспытателей и врачей в Шпейере (сентябрь 1861 г.).

Основы этой теории сформулированы таким образом: 1) «Полагая, что каждому химическому атому свойственно лишь определённое и ограниченное количество химической силы (сродства), с которой он принимает участие в образовании тела, я назвал бы химическим строением эту химическую связь, или способ взаимного соединения атомов в сложном теле»; 2) «... химическая натура сложной частицы определяется натурой элементарных составных частей, количеством их и химическим строением».

С этими постулатами прямо или косвенно связаны и все остальные положения классической теории химического строения. Бутлеров намечает путь для определения химического строения и формулирует правила, которыми можно при этом руководствоваться. Предпочтение он отдаёт синтетическим реакциям, проводимым в условиях, когда радикалы, в них участвующие, сохраняют своё химическое строение.

Оставляя открытым вопрос о предпочтительном виде формул химического строения, Бутлеров высказывался об их смысле: «... когда сделаются известными общие законы зависимости химических свойств тел от их химического строения, то подобная формула будет выражением всех этих свойств». При этом Бутлеров был убеждён, что структурные формулы не могут быть просто условным изображением молекул, а должны отражать их реальное строение. Он подчёркивал, что каждая молекула имеет вполне определённую структуру и не может совмещать несколько таких структур.

Большое значение для становления теории химического строения имело её экспериментальное подтверждение в работах как самого Бутлерова, так и его школы. Бутлеров предвидел, а затем и доказал существование позиционной и скелетной изомерии. Получив третичный бутиловый спирт, он сумел расшифровать его строение и доказал (совместно с учениками) наличие у него изомеров. В 1864 г. Бутлеров предсказал существование двух бутанов и трёх пентанов, а позднее и изобутилена.

Им было высказано также предположение о существовании четырех валериановых кислот; строение первых трёх было определено в 1871 г. Э. Эрленмейером, а четвёртая получена самим Бутлеровым в 1872 г. Чтобы провести идеи теории химического строения через всю органическую химию, Бутлеров издал в 1864-1866 гг. в Казани книгу «Введение к полному изучению органической химии», 2-е изд. которой вышло уже в 1867-1868 гг. на немецком языке.

В 1868 г. по представлению Д. И. Менделеева Бутлеров был избран ординарным профессором Петербургского университета, где и работал до конца жизни. В 1870 г. он стал экстраординарным, а в 1874 г. - ординарным академиком Петербургской академии наук. С 1878 по 1882 г. был Президентом и председателем Отделения химии Русского физико-химического общества.

Преподавательская деятельность Бутлерова длилась 35 лет и проходила в трех высших учебных заведениях: Казанском, Петербургском университетах и на Высших женских курсах (он принимал участие в их организации в 1878 г.). Под руководством Бутлерова работало множество его учеников, среди которых можно назвать В. В. Марковникова,Ф. М. Флавицкого, А. М. Зайцева (в Казани), А. Е. Фаворского, И. Л. Кондакова (в Петербурге). Бутлеров стал основателем знаменитой казанской («бутлеровской») школы химиков-органиков. Бутлеров прочитал также множество популярных лекций, главным образом на химико-технические темы.

Кроме химии, Бутлеров много внимания уделял практическим вопросам сельского хозяйства, садоводству, пчеловодству, а позднее также и разведению чая на Кавказе. С конца 1860-х гг. Бутлеров активно интересовался спиритизмом и медиумизмом, которым посвятил несколько статей; это увлечение Бутлерова и его попытки дать спиритизму научное обоснование стали причиной его полемики с Менделеевым. Умер Бутлеров в дер. Бутлеровка Казанской губернии, не дожив до окончательного признания своей теории. Два наиболее значительных русских химика - Д. И. Менделеев и Н. А. Меншуткин - лишь спустя десять лет после смерти Бутлерова признали справедливость теории химического строения.

Реакция тримеризации бензола