Właściwości fizyczne kwasu siarkowego:
Ciężka oleista ciecz („olej witriolu”);
gęstość 1,84 g/cm3; nielotny, dobrze rozpuszczalny w wodzie - przy silnym ogrzewaniu; t°pl. = 10,3°C, t°wrzenia. = 296°C, bardzo higroskopijny, posiada właściwości odwadniające (zwęglenie papieru, drewna, cukru).
Ciepło hydratacji jest tak duże, że mieszanina może się zagotować, rozpryskiwać i powodować oparzenia. Dlatego konieczne jest dodanie kwasu do wody, a nie odwrotnie, ponieważ gdy woda zostanie dodana do kwasu, lżejsza woda trafi na powierzchnię kwasu, gdzie skupi się całe wytworzone ciepło.
Przemysłowa produkcja kwasu siarkowego (metoda kontaktowa):
1) 4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2) 2SO 2 + O 2 V 2 O 5 → 2SO 3
3) nSO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 4 nSO 3 (oleum)
Pokruszony, oczyszczony, mokry piryt (piryt siarkowy) wlewa się do pieca na górze w celu wypalenia w „ łóżko wodne„. Powietrze wzbogacone w tlen przepuszczane jest od dołu (zasada przepływu przeciwprądowego).
Z pieca wydobywa się gaz paleniskowy, którego skład to: SO 2, O 2, para wodna (piryt był mokry) i drobne cząstki żużla (tlenek żelaza). Gaz jest oczyszczany z zanieczyszczeń z cząstek stałych (w cyklonie i elektrofiltrze) oraz pary wodnej (w wieży suszącej).
W aparacie kontaktowym dwutlenek siarki utlenia się za pomocą katalizatora V 2 O 5 (pięciotlenek wanadu) w celu zwiększenia szybkości reakcji. Proces utleniania jednego tlenku do drugiego jest odwracalny. Dlatego wybiera się optymalne warunki reakcji bezpośredniej - podwyższone ciśnienie (ponieważ reakcja bezpośrednia zachodzi ze zmniejszeniem całkowitej objętości) i temperaturę nie wyższą niż 500 C (ponieważ reakcja jest egzotermiczna).
W wieży absorpcyjnej tlenek siarki (VI) jest absorbowany przez stężony kwas siarkowy.
Nie stosuje się absorpcji przez wodę, ponieważ tlenek siarki rozpuszcza się w wodzie z wydzieleniem dużej ilości ciepła, więc powstały kwas siarkowy wrze i zamienia się w parę. Aby zapobiec tworzeniu się mgły kwasu siarkowego, należy stosować 98% stężony kwas siarkowy. Tlenek siarki bardzo dobrze rozpuszcza się w takim kwasie, tworząc oleum: H 2 SO 4 nSO 3
Właściwości chemiczne kwasu siarkowego:
H 2 SO 4 to mocny kwas dwuzasadowy, jeden z najsilniejszych kwasów mineralnych, ze względu na dużą polarność wiązanie H – O łatwo ulega rozerwaniu.
1)
Kwas siarkowy dysocjuje w roztworze wodnym
, tworząc jon wodorowy i resztę kwasową:
H2SO4 = H + + HSO4 -;
HSO 4 - = H + + SO 4 2- .
Równanie podsumowujące:
H2SO4 = 2H + + SO4 2-.
2) Oddziaływanie kwasu siarkowego z metalami:
Rozcieńczony kwas siarkowy rozpuszcza tylko metale z szeregu napięcia na lewo od wodoru:
Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (rozcieńczony) → Zn +2 SO 4 + H 2
3)
Reakcja kwasu siarkowegoz tlenkami zasadowymi:
CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O
4)
Reakcja kwasu siarkowego zwodorotlenki:
H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 → CuSO 4 + 2H 2 O
5)
Reakcje wymiany z solami:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Tworzenie się białego osadu BaSO 4 (nierozpuszczalnego w kwasach) służy do wykrywania kwasu siarkowego i rozpuszczalnych siarczanów (reakcja jakościowa na jon siarczanowy).
Specjalne właściwości stężonego H 2 SO 4:
1) Stężony jest kwas siarkowy silny środek utleniający ; podczas interakcji z metalami (z wyjątkiem Au, Pt) ulega redukcji do S +4 O 2, S 0 lub H 2 S -2 w zależności od aktywności metalu. Bez ogrzewania nie reaguje z Fe, Al, Cr - pasywacja. Podczas interakcji z metalami o zmiennej wartościowości te ostatnie utleniają się na wyższe stopnie utlenienia niż w przypadku rozcieńczonego roztworu kwasu: Fe 0→ Fe 3+, Cr 0→ Cr 3+, Mn 0→Mn 4+,Sen 0→ Sn 4+
Aktywny metal
8 Al + 15 H 2 SO 4 (stęż.) → 4Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3 H2S
4│2Al 0 – 6 mi— → 2Al 3+ — utlenianie
3│ S 6+ + 8e → S 2– powrót do zdrowia
4Mg+ 5H 2 SO 4 → 4MgSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
Metal o średniej aktywności
2Cr + 4 H 2 SO 4 (stęż.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - utlenianie
1│ S 6+ + 6e → S 0 – powrót do zdrowia
Metal niskoaktywny
2Bi + 6H 2 SO 4 (stęż.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3 TAK 2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – utlenianie
3│ S 6+ + 2e →S 4+ - powrót do zdrowia
2Ag + 2H 2 SO 4 →Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
2) Stężony kwas siarkowy utlenia niektóre niemetale, zwykle do maksymalnego stopnia utlenienia, a sam jest redukowany doS+4O2:
C + 2H 2 SO 4 (stęż.) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
S+ 2H 2 SO 4 (stęż.) → 3SO 2 + 2H 2 O
2P+ 5H 2 SO 4 (stęż.) → 5SO 2 + 2H 3 PO 4 + 2H 2 O
3) Utlenianie substancji złożonych:
Kwas siarkowy utlenia HI i HBr do wolnych halogenów:
2 KBr + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2H 2 O
2 KI + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + SO 2 + Ja 2 + 2H 2 O
Stężony kwas siarkowy nie może utleniać jonów chlorkowych do wolnego chloru, co umożliwia otrzymanie HCl w reakcji wymiany:
NaCl + H2SO4 (stężony) = NaHSO4 + HCl
Kwas siarkowy usuwa chemicznie związaną wodę ze związków organicznych zawierających grupy hydroksylowe. Odwodnienie alkoholu etylowego w obecności stężonego kwasu siarkowego daje etylen:
C 2 H 5 OH = C 2 H 4 + H 2 O.
Zwęglenie cukru, celulozy, skrobi i innych węglowodanów w kontakcie z kwasem siarkowym tłumaczy się również ich odwodnieniem:
C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 = 18H 2 O + 12SO 2 + 6CO 2.
Nierozcieńczony kwas siarkowy jest związkiem kowalencyjnym.
W cząsteczce kwas siarkowy jest czworościennie otoczony czterema atomami tlenu, z których dwa należą do grup hydroksylowych. Wiązania S–O są podwójne, a wiązania S–OH są pojedyncze.
Bezbarwne, przypominające lód kryształy mają budowę warstwową: każda cząsteczka H 2 SO 4 jest połączona z czterema sąsiednimi silnymi wiązaniami wodorowymi, tworząc pojedynczą strukturę przestrzenną.
Struktura ciekłego kwasu siarkowego jest podobna do budowy ciała stałego, z tą różnicą, że naruszona jest integralność układu przestrzennego.
Właściwości fizyczne kwasu siarkowego
W normalnych warunkach kwas siarkowy jest ciężką, oleistą cieczą, bez koloru i zapachu. W technologii kwas siarkowy jest mieszaniną zarówno wody, jak i bezwodnika siarkowego. Jeśli stosunek molowy SO 3: H 2 O jest mniejszy niż 1, to jest to wodny roztwór kwasu siarkowego, jeśli jest większy niż 1, jest to roztwór SO 3 w kwasie siarkowym.
100% H2SO4 krystalizuje w temperaturze 10,45 ° C; T kip = 296,2°C; gęstość 1,98 g/cm3. H 2 SO 4 miesza się z H 2 O i SO 3 w dowolnych proporcjach, tworząc hydraty, których ciepło hydratacji jest tak wysokie, że mieszanina może wrzeć, rozpryskiwać się i powodować oparzenia. Dlatego konieczne jest dodanie kwasu do wody, a nie odwrotnie, ponieważ gdy woda zostanie dodana do kwasu, lżejsza woda trafi na powierzchnię kwasu, gdzie skupi się całe wytworzone ciepło.
Gdy wodne roztwory kwasu siarkowego zawierające do 70% H 2 SO 4 zostaną ogrzane i zagotowane, do fazy gazowej zostanie uwolniona tylko para wodna. Opary kwasu siarkowego pojawiają się także nad bardziej stężonymi roztworami.
Pod względem cech strukturalnych i anomalii ciekły kwas siarkowy jest podobny do wody. Oto ten sam układ wiązań wodorowych, prawie takie same ramy przestrzenne.
Właściwości chemiczne kwasu siarkowego
Kwas siarkowy jest jednym z najsilniejszych kwasów mineralnych, ze względu na dużą polarność wiązanie H–O łatwo ulega rozerwaniu.
Kwas siarkowy dysocjuje w roztworze wodnym , tworząc jon wodorowy i resztę kwasową:
H2SO4 = H + + HSO4 -;
HSO 4 - = H + + SO 4 2- .
Równanie podsumowujące:
H2SO4 = 2H + + SO4 2-.
Wykazuje właściwości kwasów , reaguje z metalami, tlenkami metali, zasadami i solami.
Rozcieńczony kwas siarkowy nie wykazuje właściwości utleniających, w reakcji z metalami wydziela się wodór i sól zawierająca metal na najniższym stopniu utlenienia. Na zimno kwas jest obojętny w stosunku do metali, takich jak żelazo, aluminium, a nawet bar.
Stężony kwas ma właściwości utleniające. Możliwe produkty interakcji prostych substancji ze stężonym kwasem siarkowym podano w tabeli. Pokazano zależność produktu redukcji od stężenia kwasu i stopnia aktywności metalu: im metal jest bardziej aktywny, tym głębiej redukuje jon siarczanowy kwasu siarkowego.
Interakcja z tlenkami:
CaO + H 2 SO 4 = CaSO 4 = H 2 O.
Interakcja z bazami:
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O.
Interakcja z solami:
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.
Właściwości utleniające
Kwas siarkowy utlenia HI i HBr do wolnych halogenów:
H 2 SO 4 + 2HI = I 2 + 2H 2 O + SO 2.
Kwas siarkowy usuwa chemicznie związaną wodę ze związków organicznych zawierających grupy hydroksylowe. Odwodnienie alkoholu etylowego w obecności stężonego kwasu siarkowego daje etylen:
C 2 H 5 OH = C 2 H 4 + H 2 O.
Zwęglenie cukru, celulozy, skrobi i innych węglowodanów w kontakcie z kwasem siarkowym tłumaczy się również ich odwodnieniem:
C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 = 18H 2 O + 12SO 2 + 6CO 2.
Każdy kwas jest substancją złożoną, której cząsteczka zawiera jeden lub więcej atomów wodoru i resztę kwasową.
Wzór kwasu siarkowego to H2SO4. W związku z tym cząsteczka kwasu siarkowego zawiera dwa atomy wodoru i resztę kwasową SO4.
Kwas siarkowy powstaje w wyniku reakcji tlenku siarki z wodą
SO3+H2O -> H2SO4
Czysty 100% kwas siarkowy (monohydrat) jest ciężką cieczą, lepką jak olej, bezbarwną i bezwonną, o kwaśnym „miedzianym” smaku. Już w temperaturze +10°C twardnieje i zamienia się w krystaliczną masę.
Stężony kwas siarkowy zawiera około 95% H2SO4. I twardnieje w temperaturach poniżej –20°C.
Interakcja z wodą
Kwas siarkowy dobrze rozpuszcza się w wodzie, mieszając się z nią w dowolnej proporcji. To uwalnia dużą ilość ciepła.
Kwas siarkowy może absorbować parę wodną z powietrza. Właściwość tę wykorzystuje się w przemyśle do suszenia gazów. Gazy suszy się przepuszczając je przez specjalne pojemniki z kwasem siarkowym. Oczywiście tę metodę można zastosować tylko w przypadku gazów, które z nią nie reagują.
Wiadomo, że w kontakcie kwasu siarkowego z wieloma substancjami organicznymi, zwłaszcza węglowodanami, substancje te ulegają zwęgleniu. Faktem jest, że węglowodany, podobnie jak woda, zawierają zarówno wodór, jak i tlen. Kwas siarkowy pozbawia je tych pierwiastków. Pozostaje węgiel.
W wodnym roztworze H2SO4 wskaźniki lakmusu i oranżu metylowego zmieniają kolor na czerwony, co wskazuje, że roztwór ten ma kwaśny smak.
Interakcja z metalami
Jak każdy inny kwas, kwas siarkowy jest w stanie zastąpić atomy wodoru atomami metalu w swojej cząsteczce. Oddziałuje z prawie wszystkimi metalami.
rozcieńczony kwas siarkowy reaguje z metalami jak zwykły kwas. W wyniku reakcji powstaje sól z resztą kwasową SO4 i wodór.
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
A stężony kwas siarkowy jest bardzo silnym utleniaczem. Utlenia wszystkie metale, niezależnie od ich położenia w szeregu napięcia. A podczas reakcji z metalami sam ulega redukcji do SO2. Wodór nie jest wydzielany.
Сu + 2 H2SO4 (stęż.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Zn + 2 H2SO4 (stęż.) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
Ale złoto, żelazo, aluminium i metale z grupy platynowców nie utleniają się w kwasie siarkowym. Dlatego kwas siarkowy transportowany jest w zbiornikach stalowych.
Sole kwasu siarkowego powstałe w wyniku takich reakcji nazywane są siarczanami. Są bezbarwne i łatwo krystalizują. Niektóre z nich są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Tylko CaSO4 i PbSO4 są słabo rozpuszczalne. BaSO4 jest prawie nierozpuszczalny w wodzie.
Interakcja z bazami
Reakcję pomiędzy kwasami i zasadami nazywa się reakcją zobojętniania. W wyniku reakcji zobojętniania kwasu siarkowego powstaje sól zawierająca resztę kwasową SO4 i wodę H2O.
Przykłady reakcji zobojętniania kwasu siarkowego:
H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O
H2SO4 + CaOH = CaSO4 + 2 H2O
Kwas siarkowy reaguje poprzez zobojętnienie zarówno z rozpuszczalnymi, jak i nierozpuszczalnymi zasadami.
Ponieważ cząsteczka kwasu siarkowego ma dwa atomy wodoru, a do jej zneutralizowania potrzebne są dwie zasady, klasyfikuje się go jako kwas dwuzasadowy.
Oddziaływanie z tlenkami zasadowymi
Ze szkolnego kursu chemii wiemy, że tlenki to złożone substancje, które zawierają dwa pierwiastki chemiczne, z których jednym jest tlen na stopniu utlenienia -2. Tlenki zasadowe nazywane są tlenkami metali 1, 2 i niektórych 3 walencyjnych. Przykłady tlenków zasadowych: Li2O, Na2O, CuO, Ag2O, MgO, CaO, FeO, NiO.
Kwas siarkowy reaguje z zasadowymi tlenkami w reakcji zobojętniania. W wyniku tej reakcji, podobnie jak w przypadku reakcji z zasadami, powstaje sól i woda. Sól zawiera kwasową resztę SO4.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Interakcja z solami
Kwas siarkowy reaguje z solami słabszych lub lotnych kwasów, wypierając z nich te kwasy. W wyniku tej reakcji powstaje sól z resztą kwasową SO4 i kwas
H2SO4+BaCl2=BaSO4+2HCl
Zastosowanie kwasu siarkowego i jego związków
Owsianka barowa BaSO4 jest w stanie blokować promienie rentgenowskie. Wypełniając nim puste narządy ludzkiego ciała, radiologowie je badają.
W medycynie i budownictwie szeroko stosowane są gips naturalny CaSO4*2H2O oraz krystaliczny hydrat siarczanu wapnia. Sól Glaubera Na2SO4*10H2O stosowana jest w medycynie i weterynarii, w przemyśle chemicznym – do produkcji sody i szkła. Siarczan miedzi CuSO4*5H2O jest znany ogrodnikom i agronomom, którzy wykorzystują go do zwalczania szkodników i chorób roślin.
Kwas siarkowy ma szerokie zastosowanie w różnych gałęziach przemysłu: chemicznym, metalowym, naftowym, tekstylnym, skórzanym i innych.
