Структурна формула
Справжня, емпірична або брутто-формула: H 2 SO 4
Хімічний склад Сірчаної кислоти
Молекулярна вага: 98,076
Сірчана кислота H 2 SO 4 - сильна двоосновна кислота, що відповідає вищому ступеню окислення сірки (+6). За звичайних умов концентрована сірчана кислота – важка масляниста рідина без кольору та запаху, з кислим «мідним» смаком. У техніці сірчаною кислотою називають її суміші як із водою, і з сірчаним ангідридом SO 3 . Якщо молярне відношення SO 3: H 2 O менше 1, це водний розчин сірчаної кислоти, якщо більше 1 - розчин SO 3 в сірчаній кислоті (олеум).
Назва
У XVIII-XIX століттях сірку для пороху виготовляли із сірчаного колчедану (пірит) на купоросних заводах. Сірчану кислоту в той час називали «купоросним маслом» (як правило це був кристалогідрат, що за консистенцією нагадує масло), очевидно звідси походження назви її солей (а точніше саме кристалогідратів) - купороси.
Одержання сірчаної кислоти
Промисловий (контактний) спосіб
У промисловості сірчану кислоту отримують окисленням діоксиду сірки (сірчистий газ, що утворюється в процесі спалювання сірки або сірчаного колчедану) до триоксиду (сірчаного ангідриду) з подальшою взаємодією SO 3 з водою. Отриману даним способом сірчану кислоту також називають контактною (концентрація 92-94%).
Нітрозний (баштовий) спосіб
Раніше сірчану кислоту отримували виключно нітрозним методом у спеціальних вежах, а кислоту називали баштовою (концентрація 75%). Сутність цього методу полягає в окисленні діоксиду сірки діоксидом азоту у присутності води.
Інший спосіб
У тих рідкісних випадках, коли сірководень (H 2 S) витісняє сульфат (SO 4 -) із солі (з металами Cu, Ag, Pb, Hg) побічним продуктом є сірчана кислота. Сульфіди цих металів мають високу міцність, а також відмінне чорне забарвлення.
Фізичні та фізико-хімічні властивості
Дуже сильна кислота, при 18 про pK a (1) = −2,8, pK a (2) = 1,92 (K z 1,2 10 -2); довжини зв'язків у молекулі S=O 0,143 нм, S-OH 0,154 нм, кут HOSOH 104°, OSO 119°; кипить, утворюючи азеотропну суміш (98,3 % H 2 SO 4 та 1,7 % H 2 Про з температурою кипіння 338,8 про З). Сірчана кислота, що відповідає 100% вмісту H 2 SO 4 , має склад (%): H 2 SO 4 99,5, HSO 4 - - 0,18, H 3 SO 4 + - 0,14, H 3 O + - 0,09, H 2 S 2 O 7 - 0,04, HS 2 O 7 - - 0,05. Змішується з водою і SO 3 у всіх співвідношеннях. У водних розчинах сірчана кислота практично повністю дисоціює на H 3 Про + , HSO 3 + і 2НSO 4 - . Утворює гідрати H 2 SO 4 ·nH 2 O, де n = 1, 2, 3, 4 та 6,5.
Олеум
Розчини сірчаного ангідриду SO 3 в сірчаній кислоті називаються олеумом, вони утворюють дві сполуки H 2 SO 4 ·SO 3 і H 2 SO 4 ·2SO 3 . Олеум містить також піросерні кислоти. Температура кипіння водних розчинів сірчаної кислоти підвищується зі зростанням її концентрації і досягає максимуму за вмістом 98,3 % H 2 SO 4 . Температура кипіння олеуму зі збільшенням вмісту SO 3 знижується. При збільшенні концентрації водних розчинів сірчаної кислоти загальний тиск пари над розчинами знижується і при вмісті 98,3% H 2 SO 4 досягає мінімуму. Зі збільшенням концентрації SO 3 в олеумі загальний тиск пари над ним підвищується. Тиск пари над водними розчинами сірчаної кислоти та олеуму можна обчислити за рівнянням:
lg p=A-B/T+2,126
величини коефіцієнтів А та В залежать від концентрації сірчаної кислоти. Пар над водними розчинами сірчаної кислоти складається з суміші парів води, H 2 SO 4 і SO 3 при цьому склад пари відрізняється від складу рідини при всіх концентраціях сірчаної кислоти, крім відповідної азеотропної суміші. З підвищенням температури посилюється дисоціація. Максимальну в'язкість має олеум H 2 SO 4 ·SO 3 з підвищенням температури η знижується. Електричний опір сірчаної кислоти мінімальний при концентрації SO 3 і 92 % H 2 SO 4 і максимально при концентрації 84 і 99,8 % H 2 SO 4 . Для олеуму мінімальне при концентрації 10 % SO 3 . З підвищенням температури сірчаної кислоти збільшується. Діелектрична проникність 100%-ної сірчаної кислоти 101 (298,15 К), 122 (281,15 К); кріоскопічна стала 6,12, ебуліоскопічна стала 5,33; коефіцієнт дифузії пари сірчаної кислоти у повітрі змінюється залежно від температури; D = 1,67 · 10⁻⁵T3/2 см²/с.
Хімічні властивості
Сірчана кислота в концентрованому вигляді під час нагрівання - досить сильний окислювач. Окислює HI та частково HBr до вільних галогенів. Окислює багато металів (виключення: Au, Pt, Ir, Rh, Ta.). При цьому концентрована сірчана кислота відновлюється до SO2. На холоді концентрованої сірчаної кислоти Fe, Al, Cr, Co, Ni, Ba пасивуються і реакції не протікають. Найбільш сильними відновниками концентрована сірчана кислота відновлюється до S і H 2 S. Концентрована сірчана кислота поглинає водяні пари, тому застосовується для сушіння газів, рідин і твердих тіл, наприклад, в ексікаторах. Однак концентрована H 2 SO 4 частково відновлюється воднем, через що не може застосовуватися для сушіння. Відщеплюючи воду від органічних сполук і залишаючи при цьому чорний вуглець (вугілля), концентрована сірчана кислота призводить до обвуглювання деревини, цукру та інших речовин. Розведена H 2 SO 4 взаємодіє з усіма металами, що знаходяться в електрохімічному ряду напруг лівіше водню з його виділенням. Окисні властивості для розведеної H 2 SO 4 нехарактерні. Сірчана кислота утворює два ряди солей: середні - сульфати та кислі - гідросульфати, а також ефіри. Відомі пероксомоносерна (або кислота Каро) H 2 SO 5 і пероксодисерна H 2 S 2 O 8 кислоти. Сірчана кислота реагує також з основними оксидами, утворюючи сульфат та воду. На металообробних заводах розчин сірчаної кислоти застосовують для видалення шару оксиду металу з поверхні металевих виробів, що піддаються в процесі сильного нагрівання. Так, оксид заліза видаляється з листового заліза дією нагрітого розчину сірчаної кислоти. Якісною реакцією на сірчану кислоту та її розчинні солі є їх взаємодія з розчинними солями барію, при якому утворюється білий осад сульфату барію, нерозчинний у воді та кислотах, наприклад.
Застосування
Сірчану кислоту застосовують:
- в обробці руд, особливо при видобутку рідкісних елементів, у тому числі урану, іридію, цирконію, осмію тощо;
- у виробництві мінеральних добрив;
- як електроліт у свинцевих акумуляторах;
- для отримання різних мінеральних кислот та солей;
- у виробництві хімічних волокон, барвників, димоутворювальних та вибухових речовин;
- у нафтовій, металообробній, текстильній, шкіряній та інших галузях промисловості;
- у харчовій промисловості - зареєстрована як харчова добавка E513 (емульгатор);
- у промисловому органічному синтезі у реакціях:
- дегідратації (отримання діетилового ефіру, складних ефірів);
- гідратації (етанол з етилену);
- сульфування (синтетичні миючі засоби та проміжні продукти у виробництві барвників);
- алкілування (отримання ізооктану, поліетиленгліколю, капролактаму) та ін.
- Для відновлення смол у фільтрах з виробництва дистильованої води.
Світове виробництво сірчаної кислоти прибл. 160 млн. тонн на рік. Найбільший споживач сірчаної кислоти – виробництво мінеральних добрив. На P 2 O 5 фосфорних добрив витрачається в 2,2-3,4 рази більше за масою сірчаної кислоти, а (NH 4) 2 SO 4 сірчаної кислоти 75 % від маси витрачається (NH 4) 2 SO 4 . Тому сірчанокислотні заводи прагнуть будувати в комплексі із заводами з виробництва мінеральних добрив.
Історичні відомості
Сірчана кислота відома з давніх-давен, зустрічаючись у природі у вільному вигляді, наприклад, у вигляді озер поблизу вулканів. Можливо, перша згадка про кислі гази, що отримуються при прожарюванні галунів або залізного купоросу «зеленого каменю», зустрічається в творах, що приписуються арабському алхіміку Джабір ібн Хайяну. У IX столітті перський алхімік Ар-Разі, прожарюючи суміш залізного та мідного купоросу (FeSO 4 7H 2 O та CuSO 4 5H 2 O), також отримав розчин сірчаної кислоти. Цей спосіб удосконалив європейський алхімік Альберт Магнус, який жив у XIII столітті. Схема отримання сірчаної кислоти із залізного купоросу - термічне розкладання сульфату заліза (II) з подальшим охолодженням суміші. У працях алхіміка Валентина (XIII ст) описується спосіб отримання сірчаної кислоти шляхом поглинання водою газу (сірчаний ангідрид), що виділяється при спалюванні суміші порошків сірки та селітри. Згодом цей спосіб ліг в основу т.з. «камерного» способу, що здійснюється в невеликих камерах, фанерованих свинцем, який не розчиняється у сірчаній кислоті. У СРСР такий спосіб проіснував аж до 1955 р. Алхімікам XV відомий був також спосіб отримання сірчаної кислоти з піриту - сірчаного колчедану, дешевшого і поширенішого сировини, ніж сірка. У такий спосіб отримували сірчану кислоту протягом 300 років, невеликою кількістю у скляних ретортах. Згодом у зв'язку з розвитком каталізу цей метод витіснив камерний спосіб синтезу сірчаної кислоти. В даний час сірчану кислоту отримують каталітичним окисленням (на V 2 O 5) оксиду сірки (IV) в оксид сірки (VI), і подальшим розчиненням оксиду сірки (VI) в 70% сірчаної кислоти з утворенням олеуму. У Росії виробництво сірчаної кислоти вперше було організовано 1805 року під Москвою у Звенигородському повіті. У 1913 році Росія з виробництва сірчаної кислоти посідала 13 місце у світі.
додаткові відомості
Найдрібніші крапельки сірчаної кислоти можуть утворюватися в середніх та верхніх шарах атмосфери в результаті реакції водяної пари та вулканічного попелу, що містить велику кількість сірки. Зависла, що вийшла, через високий альбедо хмар сірчаної кислоти, ускладнює доступ сонячних променів до поверхні планети. Тому (а також внаслідок великої кількості найдрібніших частинок вулканічного попелу у верхніх шарах атмосфери, що також ускладнюють доступ сонячного світла до планети) після особливо сильних вивержень вулканічних можуть відбутися значні зміни клімату. Наприклад, внаслідок виверження вулкана Ксудач (Півострів Камчатка, 1907 р.) підвищена концентрація пилу в атмосфері трималася близько 2 років, а характерні сріблясті хмари сірчаної кислоти спостерігалися навіть у Парижі. Вибух вулкана Пінатубо в 1991 році, що відправив в атмосферу 3 10 7 тонн сірки, призвів до того, що 1992 і 1993 були значно холодніше, ніж 1991 і 1994.
Стандарти
- Кислота сірчана технічна ГОСТ 2184-77
- Кислота сірчана акумуляторна. Технічні умови ГОСТ 667-73
- Сірчана кислота особливої чистоти. Технічні умови ГОСТ 1422-78
- Реактиви. Кислота сірчана. Технічні умови ГОСТ 4204-77
Фізичні властивості сірчаної кислоти:
Тяжка масляниста рідина («купоросне масло»);
густина 1,84 г/см3; нелетюча, добре розчинна у воді – з сильним нагріванням; t°пл. = 10,3 ° C, t ° кип. = 296°С, дуже гігроскопічна, має водовіднімні властивості (обвуглювання паперу, дерева, цукру).
Теплота гідратації настільки велика, що суміш може закипати, розбризкуватися та викликати опіки. Тому необхідно додавати кислоту до води, а не навпаки, оскільки при додаванні води до кислоти легша вода виявиться на поверхні кислоти, де і зосередиться вся теплота, що виділяється.
Промислове виробництво сірчаної кислоти (контактний спосіб):
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 (олеум)
Подрібнений очищений вологий пірит (сірчаний колчедан) зверху засипають у піч для випалу киплячому шарі«. Знизу (принцип протитечії) пропускають повітря, збагачене киснем.
З печі виходить пічний газ, склад якого: SO 2 , O 2 пари води (пірит був вологий) і дрібні частинки недогарка (оксиду заліза). Газ очищають від домішок твердих частинок (у циклоні та електрофільтрі) та парів води (у сушильній вежі).
У контактному апараті відбувається окислення сірчистого газу з використанням каталізатора V 2 O 5 (п'ятиокис ванадію) для збільшення швидкості реакції. Процес окислення одного оксиду в інший є оборотним. Тому підбирають оптимальні умови протікання прямої реакції - підвищений тиск (т.к пряма реакція йде зі зменшенням загального обсягу) і температура не вище 500 С (т.к екзотермічна реакція).
У поглинальній вежі відбувається поглинання оксиду сірки (VI) концентрованою сірчаною кислотою.
Поглинання водою не використовують, тому що оксид сірки розчиняється у воді з виділенням великої кількості теплоти, тому сірчана кислота, що утворюється, закипає і перетворюється на пару. Для того, щоб не утворювалося сірчанокислотного туману, використовують 98% концентровану сірчану кислоту. Оксид сірки дуже добре розчиняється в такій кислоті, утворюючи олеум: H 2 SO 4 ·nSO 3
Хімічні властивості сірчаної кислоти:
H 2 SO 4 — сильна двоосновна кислота, одна з найсильніших мінеральних кислот, через високу полярність зв'язок Н – легко розривається.
1)
У водному розчині сірчана кислота дисоціює
, утворюючи іон водню та кислотний залишок:
H 2 SO 4 = H + + HSO 4 -;
HSO 4 - = H + + SO 4 2-.
Сумарне рівняння:
H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2-.
2) Взаємодія сірчаної кислоти з металами:
Розведена сірчана кислота розчиняє тільки метали, що стоять у ряді напруг лівіше водню:
Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (розб) → Zn +2 SO 4 + H 2
3)
Взаємодія сірчаної кислотиз основними оксидами:
CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O
4)
Взаємодія сірчаної кислоти згідроксидами:
H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 → CuSO 4 + 2H 2 O
5)
Обмінні реакції із солями:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Утворення білого осаду BaSO 4 (нерозчинного в кислотах) використовується для виявлення сірчаної кислоти та розчинних сульфатів (якісна реакція на сульфат іон).
Особливі властивості концентрованої H2SO4:
1) Концентрована сірчана кислота є сильним окислювачем ; при взаємодії з металами (крім Au, Pt) відновлюватися до S +4 O 2 , S 0 або H 2 S -2 залежно від активності металу. Без нагрівання не реагує з Fe, Al, Cr – пасивація. При взаємодії з металами, що мають змінну валентність, останні окислюються до вищих ступенів окислення ніж у випадку з розведеним розчином кислоти: Fe 0→ Fe 3+ , Cr 0→ Cr 3+ , Mn 0→Mn 4+,Sn 0→ Sn 4+
Активний метал
8 Al + 15 H 2 SO 4(конц.) →4Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3 H 2 S
4│2Al 0 – 6 e- → 2Al 3+ - окислення
3│ S 6+ + 8e → S 2– відновлення
4Mg+ 5H 2 SO 4 → 4MgSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
Метал середньої активності
2Cr + 4 H 2 SO 4(конц.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ — окислення
1│ S 6+ + 6e → S 0 – відновлення
Метал малоактивний
2Bi + 6H 2 SO 4(конц.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3 SO 2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – окислення
3│ S 6+ + 2e →S 4+ — відновлення
2Ag + 2H 2 SO 4 →Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
2) Концентрована сірчана кислота окислює деякі неметали як правило до максимального ступеня окислення, сама відновлюється доS+4O 2:
С + 2H 2 SO 4 (конц) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
S+ 2H 2 SO 4 (кінець) → 3SO 2 + 2H 2 O
2P+ 5H 2 SO 4 (кінець)→5SO 2 + 2H 3 PO 4 + 2H 2 O
3) Окислення складних речовин:
Сірчана кислота окислює HI та НВг до вільних галогенів:
2 КВr + 2Н 2 SO 4 = К 2 SО 4 + SO 2 + Вr 2 + 2Н 2 О
2 КI + 2Н 2 SО 4 = К 2 SO 4 + SO 2 + I 2 + 2Н 2 О
Концентрована сірчана кислота не може окислити хлорид-іони до вільного хлору, що дає можливість отримувати НСl за реакції обміну:
NаСl + Н 2 SO 4 (конц.) = NаНSO 4 + НСl
Сірчана кислота забирає хімічно зв'язану воду від органічних сполук, що містять гідроксильні групи. Дегідратація етилового спирту в присутності концентрованої сірчаної кислоти призводить до одержання етилену:
З 2 Н 5 ОН = З 2 Н 4 + Н 2 О.
Обвуглювання цукру, целюлози, крохмалю та ін. вуглеводів при контакті з сірчаною кислотою пояснюється також їх зневодненням:
C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 = 18H 2 O + 12SO 2 + 6CO 2 .
Має історичну назву: купоросна олія. Вивчення кислоти почалося з давніх-давен, у своїх працях її описували: грецький лікар Діоскорид, римський натураліст Пліній Старший, ісламські алхіміки Гебер, Разі та Ібн Сіна, інші. У Шумерах існував перелік купоросів, які класифікувалися за кольором речовини. В наш час слово «купорос» поєднує кристалогідрати сульфатів двовалентних металів.
У 17 столітті, німецько-голландський хімік Йоган Глаубер отримав сірчану кислоту шляхом спалювання сірки з (KNO3) у присутності У 1736 Джошуа Уорд (фармацевт з Лондона) цей метод використав у виробництві. Цей час вважатимуться точкою відліку, як у великих масштабах стала випускатися сірчана кислота. Формула її (H2SO4), як прийнято вважати, була встановлена шведським хіміком Берцеліусом (1779-1848) німого пізніше.
Берцеліус за допомогою літерних символів (позначають хімічні елементи) та нижніх цифрових індексів (вказують на кількість у молекулі атомів даного виду) встановив, що в одній молекулі міститься 1 атом сірки (S), 2 атоми водню (H) та 4 атоми кисню (O ). З цього часу став відомий якісний та кількісний склад молекули, тобто мовою хімії описана сірчана кислота.
Показує в графічному вигляді взаємне розташування молекулі атомів і хімічних зв'язків з-поміж них (їх прийнято позначати лініями), інформує, що у центрі молекули перебуває атом сірки, який пов'язані подвійними зв'язками із двома атомами кисню. З іншими двома атомами кисню, до кожного з яких прикріплений атом водню, цей атом сірки з'єднаний одинарними зв'язками.
Властивості
Сірчана кислота - злегка жовтувата або безбарвна, в'язка рідина, розчинна у воді за будь-яких концентрацій. Вона є сильною мінеральною, відрізняється високою агресивністю по відношенню до металів (концентрована не взаємодіє із залізом без нагрівання, а пасивує його), гірським породам, тканинам тварин або іншим матеріалам. Характеризується високою гігроскопічністю та яскраво вираженими властивостями сильного окислювача. При температурі 10,4 оС кислота твердне. При нагріванні до 300 оС майже 99% кислота втрачає сірчаний ангідрид (SO3).
Властивості її змінюються залежно від концентрації водного розчину. Існують загальноприйняті назви розчинів кислоти. Розведеною кислотою вважається до 10 %. Акумуляторна - від 29 до 32%. При концентрації менше 75% (як встановлено у ГОСТ 2184) її називають баштовою. Якщо концентрація 98%, це буде вже сірчана кислота концентрована. Формула (хімічна чи структурна) завжди залишається незмінною.
При розчиненні в сірчаній кислоті концентрованої сірчаного ангідриду утворюється олеум або сірчана кислота, що димить, формула її може бути записана так: H2S2O7. Чиста кислота (H2S2O7) є твердою речовиною з температурою плавлення 36 оС. Реакції гідратації сірчаної кислоти характеризуються виділенням тепла у великій кількості.
Розведена кислота входить у реакцію з металами, реагуючи з якими, виявляє властивості сильного окислювача. При цьому відновлюється сірчана кислота, формула утворених речовин, що містять відновлений (+4, 0 або -2) атом сірки, може бути: SO2, S або H2S.
Реагує з неметалами, наприклад, вуглецем або сіркою:
2 H2SO4 + C → 2 SO2 + CO2 + 2 H2O
2 H2SO4 + S → 3 SO2 + 2 H2O
Входить у реакцію з хлоридом натрію:
H2SO4 + NaCl → NaHSO4 + HCl
Для неї характерна реакція електрофільного заміщення атома водню, приєднаного до бензольного кільця ароматичного з'єднання, на групу -SO3H.
Отримання
В 1831 був запатентований контактний метод отримання H2SO4, що є в даний час основним. Сьогодні більшість сірчаної кислоти виробляється з використанням цього методу. Як сировина застосовується сульфідна руда (частіше залізний колчедан FeS2), який випалюють у спеціальних печах, при цьому утворюється випалювальний газ. Оскільки температура газу дорівнює 900 оС, його охолоджують сірчаною кислотою з концентрацією 70 %. Потім газ у циклоні та електрофільтрі очищають від пилу, у промивних вежах кислотою з концентрацією 40 і 10 % від каталітичних отрут (As2O5 та фтору), на мокрих електрофільтрах від аерозолю кислоти. Далі випалювальний газ, що містить 9% сірчистого ангідриду (SO2), осушують та подають у контактний апарат. Пройшовши через 3 шари ванадієвого каталізатора, SO2 окислюється SO3. Для розчинення сірчаного ангідриду, що утворився, застосовується концентрована сірчана кислота. Формула розчину сірчаного ангідриду (SO3) у безводній сірчаній кислоті являє собою H2S2O7. У такому вигляді олеум у сталевих цистернах транспортується до споживача, де його розбавляють до потрібної концентрації.
Застосування
Завдяки різним хімічним властивостям H2SO4 має широкий спектр застосування. У виробництві самої кислоти, як електроліт у свинцево-кислотних акумуляторах, для виготовлення різних засобів для чищення, також є важливим реагентом у хімічній промисловості. Вона використовується також у виробництві: спиртів, пластмас, барвників, гуми, ефіру, клеїв, мила та миючих засобів, фармацевтичної продукції, целюлози та паперу, нафтопродуктів.
Кислоти — це хімічні сполуки, які з атомів водню і кислотних залишків, наприклад, SO4, SO3, PO4 тощо. буд. Вони бувають неорганічними і органічними. До перших відносяться соляна, фосфорна, сульфідна, азотна, сірчана кислота. До других - оцтова, пальмітинова, мурашина, стеаринова і т.д.
Що таке сірчана кислота
Ця кислота складається з двох атомів гідрогену та кислотного залишку SO4. Вона має формулу H2SO4.
Сірчана кислота або, як вона ще називається, сульфатна, відноситься до неорганічних кисневмісних двоосновних кислот. Ця речовина вважається однією з найагресивніших і хімічно активних. У більшості хімічних реакцій вона виступає як окислювач. Ця кислота може використовуватися в концентрованому або розведеному вигляді, в цих двох випадках вона має різні хімічні властивості.
Фізичні властивості
Сірчана кислота в нормальних умовах має рідкий стан, температура її кипіння становить приблизно 279,6 градусів за Цельсієм, температура замерзання, коли вона перетворюється на тверді кристалики, — близько -10 градусів для стовідсоткової та близько -20 для 95-відсоткової.
Чиста стовідсоткова сульфатна кислота є маслянистою рідкою речовиною без запаху і кольору, яка має майже вдвічі більшу щільність, ніж вода — 1840 кг/м3.
Хімічні властивості сульфатної кислоти
Сірчана кислота реагує з металами, їх оксидами, гідроксидами та солями. Розбавлена водою в різних пропорціях, вона може поводитися по-різному, тому розглянемо докладніше властивості концентрованого та слабкого розчину сірчаної кислоти окремо.
Концентрований розчин сірчаної кислоти
Концентрованим вважається розчин, який містить від 90 відсотків сульфатної кислоти. Такий розчин сірчаної кислоти здатний реагувати навіть із малоактивними металами, а також з неметалами, гідроксидами, оксидами, солями. Властивості такого розчину сульфатної кислоти схожі з такими концентрованої нітратної кислоти.
Взаємодія з металами
При хімічній реакції концентрованого розчину сульфатної кислоти з металами, що знаходяться правіше водню в електрохімічному ряду напруг металів (тобто з не найактивнішими), утворюються такі речовини: сульфат того металу, з яким відбувається взаємодія, вода та діоксид сірки. До металів, внаслідок взаємодії з якими утворюються перелічені речовини, належать мідь (купрум), ртуть, вісмут, срібло (аргентум), платина та золото (аурум).
Взаємодія з неактивними металами
З металами, які стоять ліворуч від водню в ряді напруг, концентрована сірчана кислота поводиться трохи по-іншому. В результаті такої хімічної реакції утворюються такі речовини: сульфат певного металу, сірководень або чиста сірка та вода. До металів, з якими проходить подібна реакція, відносяться також залізо (ферум), магній, манган, берилій, літій, барій, кальцій і всі інші, що знаходяться в ряді напруг лівіше водню, крім алюмінію, хрому, нікелю і титану - з ними концентрована сульфатна кислота у взаємодію не вступає.
Взаємодія з неметалами
Ця речовина - сильний окислювач, тому воно здатне брати участь в окислювально-відновних хімічних реакціях з неметалами, такими як, наприклад, вуглець (карбон) та сірка. Внаслідок таких реакцій обов'язково виділяється вода. При додаванні цієї речовини до вуглецю виділяється вуглекислий газ і діоксид сульфура. А якщо додати кислоту до сірки, отримаємо тільки діоксид сірки та воду. У такій хімічній реакції сульфатна кислота відіграє роль окислювача.
Взаємодія з органічними речовинами
Серед реакцій сірчаної кислоти з органічними речовинами можна назвати обвугливание. Такий процес відбувається при зіткненні даної речовини з папером, цукром, волокнами, деревом і т.д. При цьому у будь-якому випадку виділяється вуглець. Карбон, який утворився в процесі реакції, може частково взаємодіяти із сірчаною кислотою за її надлишку. На фото показано реакцію цукру з розчином сульфатної кислоти середньої концентрації.
Реакції із солями
Також концентрований розчин H2SO4 реагує із сухими солями. У цьому випадку відбувається стандартна реакція обміну, при якій утворюється сульфат металу, який був присутній у структурі солі, та кислота із залишком, який був у складі солі. Однак з розчинами солей концентрована сірчана кислота не входить у реакцію.
Взаємодія з іншими речовинами
Також дана речовина може вступати в реакції з оксидами металів та їх гідроксидами, у цих випадках відбуваються реакції обміну, у першому виділяється сульфат металу та вода, у другому - те саме.
Хімічні властивості слабкого розчину сульфатної кислоти
Розведена сірчана кислота реагує з багатьма речовинами і має такі ж властивості, як і кислоти. Вона, на відміну від концентрованої, вступає у взаємодію тільки з активними металами, тобто тими, що знаходяться лівіше від водню в ряду напруг. У такому випадку відбувається така сама реакція заміщення, як і у випадку з будь-якою кислотою. У цьому виділяється водень. Також такий розчин кислоти взаємодіє з розчинами солей, у результаті відбувається реакція обміну, вже розглянута вище, з оксидами — як і, як і концентрована, з гідроксидами — теж. Крім звичайних сульфатів, існують також гідросульфати, які є продуктом взаємодії гідроксиду та сірчаної кислоти.
Як дізнатися, що в розчині міститься сірчана кислота або сульфати
Для визначення, чи є ці речовини в розчині, застосовується спеціальна якісна реакція на сульфат-іони, яка дозволяє це дізнатися. Вона полягає у додаванні барію або його сполук у розчин. В результаті може випасти осад білого кольору (сульфат барію), що показує наявність сульфатів або сірчаної кислоти.
Як добувають сірчану кислоту
Найпоширенішим способом промислового одержання цієї речовини є видобуток його з піриту заліза. Цей процес відбувається у три етапи, кожному з яких відбувається певна хімічна реакція. Розглянемо їх. Спочатку до піриту додають кисень, внаслідок чого утворюється оксид феруму та діоксид сірки, який використовується для подальших реакцій. Ця взаємодія відбувається за високої температури. Далі слідує етап, на якому за допомогою додавання кисню в присутності каталізатора, в якості якого виступає оксид ванадію, отримують триоксид сірки. Тепер, на останній стадії, до отриманої речовини додають воду, при цьому одержують сульфатну кислоту. Це найпоширеніший процес промислового добування сульфатної кислоти, він використовується найчастіше тому, що пірит - найдоступніша сировина, що підходить для синтезу описаної в цій статті речовини. Сірчану кислоту, отриману за допомогою такого процесу, використовують у різних сферах промисловості - як у хімічній, так і в багатьох інших, наприклад, при переробці нафти, збагаченні руд тощо. .
