Специфични химични свойства на сярната киселина. Разтвор на сярна киселина, нейните реакции и взаимодействия. Приложение на сярна киселина
СЪОТНОШЕНИЕ НА МЕТАЛИ КЪМ КИСЕЛИНИ
Най-често в химическата практика се използват силни киселини като сярна киселина. H 2 SO 4, солна HCl и азот HNO 3 . След това разглеждаме връзката на различни метали с изброените киселини.
Солна киселина ( НС1)
Солната киселина е техническото наименование на солната киселина. Получава се чрез разтваряне на газ хлороводород във вода -НС1 . Поради ниската си разтворимост във вода, концентрацията на солна киселина при нормални условия не надвишава 38%. Следователно, независимо от концентрацията на солна киселина, процесът на дисоциация на нейните молекули във воден разтвор протича активно:
HCl H + + Cl -
В този процес се образуват водородни йони H+ действат като окислител, окисляващ метали, разположени в серията дейности вляво от водорода . Взаимодействието протича по следната схема:
аз + НС1сол +з 2
В този случай солта е метален хлорид ( NiCl2, CaCl2, AlCl3 ), в който броят на хлоридните йони съответства на степента на окисление на метала.
Солната киселина е слаб окислител, така че металите с променлива валентност се окисляват до най-ниските положителни степени на окисление:
Fe 0 → Fe 2+
Ко 0 → Co2+
Ni 0 → Ni 2+
Cr 0 →Cr 2+
Mn 0 → Mn 2+ И и т.н. .
Пример:
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2
2│ Al 0 – 3 д- → Al 3+ - окисление
3│2 H + + 2 д- → H 2 - възстановяване
Солната киселина пасивира оловото ( Pb ). Пасивирането на оловото се причинява от образуването на оловен хлорид, който трудно се разтваря във вода, на неговата повърхност ( II ), което предпазва метала от по-нататъшно излагане на киселина:
Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2
Сярна киселина (з 2 ТАКА 4 )
Промишлеността произвежда сярна киселина с много висока концентрация (до 98%). Трябва да се вземе предвид разликата в окислителните свойства на разредения разтвор и концентрираната сярна киселина по отношение на металите.
Разредена сярна киселина
В разреден воден разтвор на сярна киселина повечето от нейните молекули се дисоциират:
H 2 SO 4 H + + HSO 4 -
HSO 4 - H + + SO 4 2-
Произведени йони H+ изпълняват функция окислител .
Като солна киселина, разреден разтвор на сярна киселина реагира само с активни метали И средна активност (намира се в серията активност до водород).
Химическата реакция протича по следната схема:
мех+H2SO4(разб .) → сол+H2
Пример:
2 Al + 3 H 2 SO 4 (разреден) → Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2
1│2Al 0 – 6 д- → 2Al 3+ -окисление
3│2 H + + 2 д- → H 2 - възстановяване
Металите с променлива валентност се окисляват с разреден разтвор на сярна киселина до най-ниските положителни степени на окисление:
Fe 0 → Fe 2+
Ко 0 → Co2+
Ni 0 → Ni 2+
Cr 0 → Cr 2+
Mn 0 → Mn 2+ И и т.н. .
Водя ( Pb ) не се разтваря в сярна киселина (ако концентрацията й е под 80%) , тъй като получената сол PbSO4 неразтворим и създава защитен филм върху металната повърхност.
Концентрирана сярна киселина
В концентриран разтвор на сярна киселина (над 68%) повечето от молекулите са в недисоцииран състояние, следователно сярата действа като окислител , който е в най-висока степен на окисление ( S+6 ). Концентриран H2SO4 окислява всички метали, чийто стандартен електроден потенциал е по-малък от потенциала на окислителя - сулфатен йон SO 4 2- (0,36 V). В тази връзка с концентриран реагират със сярна киселина и някои нискореактивни метали .
Процесът на взаимодействие на метали с концентрирана сярна киселина в повечето случаи протича по следната схема:
аз + з 2 ТАКА4 (конц.)сол + вода + редукционен продукт з 2 ТАКА 4
Продукти за възстановяване сярната киселина може да съдържа следните серни съединения:
Практиката показва, че когато метал реагира с концентрирана сярна киселина, се отделя смес от редукционни продукти, състояща се от H2S, S и SO2. Един от тези продукти обаче се образува в преобладаващи количества. Определя се естеството на основния продукт метална дейност : колкото по-висока е активността, толкова по-дълбок е процесът на редукция на сярата в сярната киселина.
Взаимодействието на метали с различна активност с концентрирана сярна киселина може да бъде представено чрез следната диаграма:
Алуминий (Ал ) И желязо ( Fe ) не реагират с студ концентриран H2SO4 , покривайки се с плътни оксидни филми, но при нагряване реакцията протича.
Ag , Au , Ru , Операционна система , Rh , Ir , Пт не реагират със сярна киселина.
Концентриран сярна киселина е силен окислител , следователно, когато метали с променлива валентност взаимодействат с него, последните се окисляват към по-високи степени на окисление отколкото в случая на разреден киселинен разтвор:
Fe 0→ Fe 3+,
Cr 0→ Cr3+,
Mn 0→Mn 4+,
Sn 0→ Sn 4+
Водя ( Pb ) окислява се до двувалентен състояние с образуване на разтворим оловен хидрогенсулфатPb ( HSO 4 ) 2 .
Примери:
Активен метал
8 A1 + 15 H 2 SO 4 (конц.) →4A1 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S
4│2 Al 0 – 6 д- → 2 Al 3+ - окисление
3│ S 6+ + 8 e → S 2- - възстановяване
Метал със средна активност
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 - възстановяване
Ниско активен метал
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+ - възстановяване
Азотна киселина ( HNO 3 )
Особеността на азотната киселина е, че азотът е включен в съставаНЕ 3 - има най-висока степен на окисление +5 и следователно има силни окислителни свойства. Максималната стойност на електродния потенциал за нитратния йон е 0,96 V, следователно азотната киселина е по-силен окислител от сярната киселина. Ролята на окислител в реакциите на метали с азотна киселина се играе от N 5+ . следователно водород з 2 никога не се откроява когато металите взаимодействат с азотна киселина ( независимо от концентрацията ). Процесът протича по следната схема:
аз + HNO 3 сол + вода + редукционен продукт HNO 3
Продукти за възстановяване HNO 3 :
Обикновено, когато азотната киселина реагира с метал, се образува смес от редукционни продукти, но като правило един от тях е преобладаващ. Кой продукт ще бъде основният зависи от концентрацията на киселината и активността на метала.
Концентрирана азотна киселина
Разтвор на киселина с плътност отρ > 1,25 kg/m 3, което съответства на
концентрации > 40%. Независимо от активността на метала, реакцията на взаимодействие с HNO3 (конц.) протича по следната схема:
аз + HNO 3 (конц.)→ сол + вода + НЕ 2
Благородните метали не реагират с концентрирана азотна киселина (Au , Ru , Операционна система , Rh , Ir , Пт ) и редица метали (Ал , Ти , Кр , Fe , Co , Ni ) при ниска температура пасивиран с концентрирана азотна киселина. Реакцията е възможна при повишаване на температурата, протича по схемата, представена по-горе.
Примери
Активен метал
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+ - възстановяване
Метал със средна активност
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+ - възстановяване
Ниско активен метал
Ag + 2HNO 3 (конц.) → AgNO 3 + H 2 O + NO 2
1│ Ag 0 – e → Ag + - окисление
1│ N 5+ + e → N 4+ - възстановяване
Разредена азотна киселина
Продукт за възстановяване азотна киселина в разреден разтвор зависи от метална дейност участващи в реакцията:
Примери:
Активен метал
8 Al + 30 HNO 3 (разр.) → 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- - възстановяване
Амонякът, освободен по време на редукция на азотна киселина, веднага реагира с излишната азотна киселина, образувайки сол - амониев нитрат NH4NO3:
NH3 + HNO3 → NH4NO3.
Метал със средна активност
10Cr + 36HNO 3 (разр.) → 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 - възстановяване
С изключение молекулярен азот ( N 2 ) когато метали с междинна активност взаимодействат с разредена азотна киселина, те се образуват в равни количества Азотен оксид ( I) – N 2 O . В уравнението на реакцията трябва да напишете едно от тези вещества .
Ниско активен метал
3Ag + 4HNO 3 (разреден) → 3AgNO 3 + 2H 2 O + NO
3│ Ag 0 – e → Ag + - окисление
1│ N 5+ + 3 e → N 2+ - възстановяване
"Царска вода"
„Царската водка“ (по-рано киселините се наричаха водки) е смес от един обем азотна киселина и три до четири обема концентрирана солна киселина, която има много висока окислителна активност. Такава смес е в състояние да разтвори някои нискоактивни метали, които не реагират с азотна киселина. Сред тях е "кралят на металите" - златото. Този ефект на водка Regia се обяснява с факта, че азотната киселина окислява солната киселина, освобождавайки свободен хлор и образувайки азотен хлороксид ( III ), или нитрозил хлорид – NOCl:
HNO 3 + 3 HCl → Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl
2 NOCl → 2 NO + Cl 2
Хлорът в момента на освобождаване се състои от атоми. Атомарният хлор е силен окислител, който позволява на "регия водка" да въздейства дори на най-инертните "благородни метали".
Окислителните реакции на златото и платината протичат съгласно следните уравнения:
Au + HNO 3 + 4 HCl → H + NO + 2H 2 O
3Pt + 4HNO3 + 18HCl → 3H2 + 4NO + 8H2O
За Ru, Os, Rh и Ir "Aqua regia" не работи.
Е.А. Нуднова, М.В. Андрюхова
Сярна киселина, H2SO4, силна двуосновна киселина, съответстваща на най-високата степен на окисление на сярата (+6). При нормални условия това е тежка маслена течност без цвят и мирис. В технологията сярна киселина се нарича нейната смес с вода и серен анхидрид. Ако моларното съотношение на SO3:H2O е по-малко от 1, тогава това е воден разтвор на сярна киселина; ако е по-голямо от 1, това е разтвор на SO3 в сярна киселина.
Естествените находища на самородна сяра са относително малки. Общото съдържание на сяра в земната кора е 0,1%. Сярата се намира в нефт, въглища, горими и димни газове. Най-често сярата се среща в природата под формата на съединения с цинк, мед и други метали. Трябва да се отбележи, че делът на пирит и сяра в общия баланс на суровините за сярна киселина постепенно намалява, а делът на сярата, извлечена от различни отпадъци, постепенно нараства. Възможностите за получаване на сярна киселина от отпадъци са много значителни. Използването на отпадъчни газове от цветната металургия позволява да се получи, без специални разходи в системи със сярна киселина, печенето на суровини, съдържащи сяра.
Физични и химични свойства на сярната киселина
Сто процента H2SO4 (SO3 x H2O) се нарича монохидрат. Съединението не пуши и в концентрирана форма не разрушава черни метали, като същевременно е една от най-силните киселини;
- веществото има пагубен ефект върху растителните и животинските тъкани, като им отнема водата, в резултат на което те се овъгляват.
- кристализира при 10,45°С;
- tkip 296,2 "C;
- плътност 1,9203 g/cm3;
- топлинен капацитет 1,62 J/g.
Сярна киселинасмесва се с H2O и SO3 във всяко съотношение, образувайки съединения:
- H2SO4 x 4 H2O (т.т. - 28,36 "C),
- H2SO4 x 3 H2O (т.т. - 36,31 "C),
- H2SO4 x 2 H2O (т.т. - 39,60 "C),
- H2SO4 x H2O (топене - 8,48 "C),
- H2SO4 x SO3 (H2S2O7 - дисулфурна или пиросярна киселина, точка на топене 35,15 "C) - олеум,
- H2SO x 2 SO3 (H2S3O10 - трисярна киселина, точка на топене 1,20 "C).
При нагряване и кипене на водни разтвори на сярна киселина, съдържащи до 70% H2SO4, в парната фаза се отделят само водни пари. Парите на сярната киселина също се появяват над по-концентрирани разтвори. Разтвор от 98,3% H2SO4 (азеотропна смес) при кипене (336,5 "C) е напълно дестилиран. Сярната киселина, съдържаща над 98,3% H2SO4, отделя SO3 пари при нагряване.
Концентрираната сярна киселина е силен окислител. Той окислява HI и HBr до свободни халогени. При нагряване той окислява всички метали с изключение на Au и платиновите метали (с изключение на Pd). На студено концентрираната сярна киселина пасивира много метали, включително Pb, Cr, Ni, стомана и чугун. Разредената сярна киселина реагира с всички метали (с изключение на Pb), предхождащи водорода в серията на напрежението, например: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.
Как силната киселина H2SO4 измества по-слабите киселини от техните соли, като например борна киселина от боракс:
Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O = Na2SO4 + 4 H2BO3,
и когато се нагрява, измества повече летливи киселини, например:
NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3.
Сярна киселинапремахва химически свързаната вода от органичните съединения, съдържащи хидроксилни групи - ОН. При дехидратация на етилов алкохол в присъствието на концентрирана сярна киселина се получава етилен или диетилов етер. Овъгляването на захар, целулоза, нишесте и други въглехидрати при контакт със сярна киселина също се дължи на тяхната дехидратация. Като двуосновна киселина, сярната киселина образува два вида соли: сулфати и хидросулфати.
| Точка на замръзване на сярна киселина: | |
| концентрация, % | температура на замръзване, "C |
| 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 |
Суровини за производство на сярна киселина
Суровините за производството на сярна киселина могат да бъдат: сяра, серен пирит FeS2, отработени газове от пещи за окислително печене на сулфидни руди на Zn, Cu, Pb и други метали, съдържащи SO2. В Русия основното количество сярна киселина се получава от серен пирит. FeS2 се изгаря в пещи, където е в състояние на кипящ слой. Това се постига чрез бързо продухване на въздух през слой от фино смлян пирит. Получената газова смес съдържа примеси SO2, O2, N2, SO3, пари на H2O, As2O3, SiO2 и други и носи много сгурен прах, от който газовете се пречистват в електрически утаители.
Методи за получаване на сярна киселина
Сярната киселина се получава от SO2 по два начина: азотен (кула) и контактен.
Нитрозен метод
Преработката на SO2 в сярна киселина по азотния метод се извършва в производствени кули - цилиндрични резервоари (15 m или повече височина), пълни с набивка от керамични пръстени. „Нитрозата“ се пръска отгоре към газовия поток - разредена сярна киселина, съдържаща нитрозил сярна киселина NOOSO3H, получена чрез реакцията:
N2O3 + 2 H2SO4 = 2 NOOSO3H + H2O.
Окисляването на SO2 от азотни оксиди става в разтвор след абсорбцията му от нитроза. Нитрозата се хидролизира от вода:
NOOSO3H + H2O = H2SO4 + HNO2.
Серният диоксид, влизащ в кулите, образува сярна киселина с вода:
SO2 + H2O = H2SO3.
Взаимодействието на HNO2 и H2SO3 води до производството на сярна киселина:
2 HNO2 + H2SO3 = H2SO4 + 2 NO + H2O.
Освободеният NO се превръща в окислителната кула в N2O3 (по-точно в смес от NO + NO2). Оттам газовете навлизат в абсорбционни кули, където отгоре се подава сярна киселина, за да ги посрещне. Образува се нитроза, която се изпомпва в производствените кули. Това осигурява непрекъснатост на производството и циркулацията на азотни оксиди. Техните неизбежни загуби с отработените газове се компенсират чрез добавяне на HNO3.
Сярната киселина, произведена по азотен метод, има недостатъчно висока концентрация и съдържа вредни примеси (например As). Производството му е придружено от отделянето на азотни оксиди в атмосферата ("лисича опашка", кръстена на цвета на NO2).
Контактен метод
Принципът на контактния метод за производство на сярна киселина е открит през 1831 г. от P. Philips (Великобритания). Първият катализатор беше платина. В края на 19 - началото на 20 век. беше открито ускоряването на окислението на SO2 до SO3 от ванадиев анхидрид V2O5. Особено важна роля в изучаването на действието на ванадиевите катализатори и техния избор изиграха изследванията на съветските учени А. Е. Ададуров, Г. К. Боресков, Ф. Н. Юшкевич.
Съвременните инсталации за сярна киселина са изградени да работят по контактен метод. Като основа на катализатора се използват ванадиеви оксиди с добавки SiO2, Al2O3, K2O, CaO, BaO в различни пропорции. Всички ванадиеви контактни маси проявяват своята активност само при температура не по-ниска от ~420 "C. В контактния апарат газът обикновено преминава през 4 или 5 слоя контактна маса. При производството на сярна киселина чрез контактен метод газът за печене е предварително пречистена от примеси, които отравят катализатора As, Se и остатъчният прах се отстраняват в миещи кули, напоявани със сярна киселина От мъглата сярната киселина (образувана от SO3 и H2O, присъстващи в газовата смес) се освобождава в мокри електростатични утаители Парите на H2O се абсорбират от концентрирана сярна киселина в сушилни кули.След това сместа от SO2 с въздух преминава през катализатор (контактна маса) и се окислява до SO3:
SO2 + 1/2 O2 = SO3.
SO3 + H2O = H2SO4.
В зависимост от количеството вода, постъпила в процеса, се получава разтвор на сярна киселина във вода или олеум.
Около 80% от световния H2SO4 сега се произвежда чрез този метод.
Приложение на сярна киселина
Сярната киселина може да се използва за пречистване на петролни продукти от серни, ненаситени органични съединения.
В металургията сярната киселина се използва за отстраняване на котлен камък от тел, както и листове преди калайдисване и поцинковане (разредена), за ецване на различни метални повърхности преди покриването им с хром, мед, никел и др. Комплексни руди (по-специално уран) .
В органичния синтез концентрираната сярна киселина е необходим компонент на нитриращи смеси, както и сулфониращ агент при получаването на много багрила и лекарствени вещества.
Сярната киселина се използва широко за производството на торове, етилов алкохол, изкуствени влакна, капролактам, титанов диоксид, анилинови багрила и редица други химични съединения.
Отработената сярна киселина (отпадъци) се използва в химическата, металургичната, дървообработващата и др.. Акумулаторната сярна киселина се използва в производството на оловно-киселинни източници на енергия.
В град Ревда дерайлираха 15 вагона, превозващи сярна киселина. Товарът е принадлежал на Среднеуралския меден завод.
Аварията е станала на ведомствени железопътни линии през 2013 г. Киселината се разля върху площ от 1000 квадратни километра.
Това показва мащаба на нуждата на индустриалците от реагента. През Средновековието, например, са били необходими само десетки литри сярна киселина на година.
През 21 век световното производство на веществото годишно е десетки милиони тонове. Развитието на химическата промишленост в страните се оценява по обема на производство и използване. Така че реагентът заслужава внимание. Нека започнем описанието със свойствата на веществото.
Свойства на сярната киселина
Външно 100 процента сярна киселина- маслена течност. Той е безцветен и тежък и е изключително хигроскопичен.
Това означава, че веществото абсорбира водни пари от атмосферата. В същото време киселината генерира топлина.
Следователно водата се добавя към концентрираната форма на веществото в малки дози. Налейте много и бързо, ще хвърчат пръски киселина.
Имайки предвид способността му да разяжда материята, включително живите тъкани, ситуацията е опасна.
Концентрирана сярна киселинанаречен разтвор, в който реагентът е повече от 40%. Този е способен да разтваря , .
Разтвор на сярна киселинадо 40% - неконцентриран, химически се проявява различно. Можете да добавите вода към него доста бързо.
Паладий и няма да се разтворят, но ще се разпаднат и. Но и трите метала не подлежат на киселинен концентрат.
Ако погледнете сярна киселина в разтворреагира с активни метали преди водорода.
Наситеното вещество също взаимодейства с неактивните. Изключение правят благородните метали. Защо концентратът не "докосва" желязото и медта?
Причината е пасивирането им. Това е процес на покриване на металите със защитен филм от оксиди.
Именно това предотвратява разтварянето на повърхностите, макар и само при нормални условия. При нагряване е възможна реакция.
Разредена сярна киселинаповече като вода, отколкото масло. Концентратът се отличава не само със своя вискозитет и плътност, но и с дима, излъчван от веществото във въздуха.
За съжаление, Мъртвото езеро в Сицилия има киселинно съдържание под 40%. По външния вид на водоема не личи, че е опасен.
От дъното обаче изтича опасен реагент, образуван в скалите на земната кора. Суровината може да бъде напр.
Този минерал се нарича още сяра. При контакт с въздух и вода се разлага на 2- и 3-валентно желязо.
Вторият реакционен продукт е сярна киселина. Формулагероини, съответно: - H 2 SO 3. Няма специфичен цвят или мирис.
След като поради незнание са потопили ръката си във водите на сицилианското езеро на смъртта за няколко минути, хората са лишени.
Имайки предвид корозионната способност на резервоара, местните престъпници започнали да изхвърлят трупове в него. Няколко дни и не остава и следа от органична материя.
Продуктът от реакцията на сярна киселина с органична материя често е. Реагентът разделя водата от органичната материя. Там остава въглеродът.
В резултат на това гориво може да се получи от „сурова“ дървесина. Човешката тъкан не е изключение. Но това вече е сюжет за филм на ужасите.
Качеството на горивото, получено от преработена органична материя, е ниско. Киселината в реакцията е окислител, въпреки че може да бъде и редуциращ агент.
Веществото играе последната роля, например чрез взаимодействие с халогени. Това са елементи от 17-та група на периодичната таблица.
Всички тези вещества сами по себе си не са силни редуциращи агенти. Ако киселината се срещне с тях, тя действа само като окислител.
Пример: - реакция със сероводород. Какви реакции произвеждат самата сярна киселина, как се добива и произвежда?
Производство на сярна киселина
През миналите векове реагентът се извлича не само от желязна руда, наречена пирит, но и от железен сулфат, както и от стипца.
Последната концепция крие двойни сулфатни кристални хидрати.
По принцип всички изброени минерали са суровини, съдържащи сяра, следователно могат да се използват за производство на сярна киселинаи в съвремието.
Минералната основа може да бъде различна, но резултатът от нейната обработка е един и същ - серен анхидрит с формула SO 2. Образува се при реакция с кислород. Оказва се, че трябва да изгорите основата.
Полученият анхидрит се абсорбира от водата. Реакционната формула е: SO 2 +1/2O 2 +H 2) -àH 2 SO 4. Както можете да видите, кислородът участва в процеса.
При нормални условия серният диоксид реагира бавно с него. Затова индустриалците окисляват суровините с помощта на катализатори.
Методът се нарича контакт. Има и азотен подход. Това е окисление от оксиди.
Първото споменаване на реагента и неговото производство се съдържа в работа, датираща от 940 г.
Това са записките на един от персийските алхимици на име Абубекер ал-Рази. Въпреки това Джафар ал-Суфи също говори за киселинни газове, получени чрез калциниране на стипца.
Този арабски алхимик е живял през 8 век. Въпреки това, съдейки по записите, не получих сярна киселина в чист вид.
Приложение на сярна киселина
Повече от 40% от киселината се използва в производството на минерални торове. Използват се суперфосфат, амониев сулфат, амофос.
Всичко това са комплексни добавки, на които залагат фермерите и големите производители.
Към торовете се добавя монохидрат. Това е чиста, 100 процента киселина. Кристализира вече при 10 градуса по Целзий.
Ако се използва разтвор, използвайте 65 процента разтвор. Това например се добавя към суперфосфата, получен от минерала.
Необходими са 600 килограма киселинен концентрат, за да се произведе само един тон тор.
Около 30% от сярната киселина се изразходва за пречистване на въглеводороди. Реагентът подобрява качеството на смазочните масла, керосина и парафина.
Те включват минерални масла и мазнини. Те също се почистват със серен концентрат.
Способността на реагента да разтваря метали се използва при обработката на руда. Тяхното разграждане е също толкова евтино, колкото и самата киселина.
Без да разтваря желязото, той не разтваря желязото, което го съдържа. Това означава, че можете да използвате оборудване, направено от него, а не скъпо.
Евтин, също на базата на ферум, също ще работи. Що се отнася до разтворените метали, извлечени със сярна киселина, можете да получите,
Способността на киселината да абсорбира вода от атмосферата прави реагента отличен десикант.
Ако въздухът е изложен на 95 процента разтвор, остатъчната влага ще бъде само 0,003 милиграма водна пара на литър газ, който се изсушава. Методът се използва в лаборатории и промишлено производство.
Струва си да се отбележи ролята не само на чистото вещество, но и на неговите съединения. Полезни са предимно в медицината.
Бариевата каша, например, блокира рентгеновите лъчи. Лекарите запълват кухи органи с веществото, което улеснява прегледите от рентгенолози. Формула на бариева каша: - BaSO 4.
Естественият, между другото, също съдържа сярна киселина и е необходим и на лекарите, но за фиксиране на фрактури.
Минералът е необходим и за строителите, които го използват като свързващ, закрепващ материал, както и за декоративно покритие.
Цена на сярна киселина
Ценавърху реагента е една от причините за неговата популярност. Един килограм техническа сярна киселина може да бъде закупен само за 7 рубли.
Например мениджърите на едно от предприятията в Ростов на Дон искат толкова много за своите продукти. Бутилират се в туби по 37 килограма.
Това е стандартният обем на контейнера. Има и туби от 35 и 36 килограма.
Купете сярна киселинаспециализиран план, например батериен, е малко по-скъп.
За 36-килограмова кутия обикновено искат 2000 рубли. Между другото, ето още една област на приложение на реагента.
Не е тайна, че киселината, разредена с дестилирана вода, е електролит. Необходим е не само за обикновени батерии, но и за автомобилни батерии.
Те се изпускат, защото се изразходва сярната киселина и се отделя по-лека вода. Плътността на електролита намалява, а оттам и неговата ефективност.
Цели на урока: учениците трябва да познават структурата, физичните и химичните свойства на H 2 SO 4; да може, въз основа на знания за скоростта на химичните реакции и химичното равновесие, да обоснове избора на реакционни условия, които са в основата на производството на сярна киселина; определяне на сулфатни и сулфидни йони на практика.
Основни понятия: серен диоксид, серен анхидрид, комплексно използване на суровините.
По време на часовете
I. Организационен момент; проверка на домашните
II. Нов материал
1. Електронни и структурни формули. Тъй като сярата е в 3-тия период на периодичната таблица, правилото на октета не се спазва и един серен атом може да придобие до дванадесет електрона.
(Шестте електрона на сярата са обозначени със звездичка.)
2. Разписка. Сярната киселина се образува при реакцията на серен оксид (VI) с вода (SO 3 + H 2 O H 2 SO 4). Описание на производството на сярна киселина е дадено в § 16 (, стр. 37 - 42).
3. Физични свойства. Сярната киселина е безцветна, тежка (=1,84 g/cm3), нелетлива течност. Когато се разтвори във вода, се получава много силно нагряване. Не забравяйте, че не можете да наливате вода в концентрирана сярна киселина (фиг. 2)! Концентрираната сярна киселина абсорбира водните пари от въздуха. Това може да се провери, ако отворен съд с концентрирана сярна киселина се балансира на кантар: след известно време чашата със съда ще падне.
Ориз. 2.
4. Химични свойства. Разредената сярна киселина има общи свойства, характерни за киселините и специфични (Таблица 7).
Таблица 7
|
Химични свойства на сярната киселина |
|
|
Среща се с други киселини |
Специфични |
|
1. Водният разтвор променя цвета на индикаторите. |
1. Концентрираната сярна киселина е силен окислител: при нагряване тя реагира с почти всички метали (с изключение на Au, Pt и някои други). При тези реакции, в зависимост от активността на метала и условията, се отделят SO2, H2S, S, например: Cu+2H 2 SO 4 CuSO 4 +SO 2 +2H 2 O |
|
2. Разредената сярна киселина реагира с метали: H2SO4 +Zn ZnSO4 +H2 2H + + SO 4 2- +Zn 0 Zn 2+ + SO 4 2- +H 2 0 2H + + Zn 0 Zn 2+ + H 2 0 |
2. Концентрираната сярна киселина реагира енергично с вода, за да образува хидрати: H 2 SO 4 + nH 2 O H 2 SO 4 nH 2 O+ Q Концентрираната сярна киселина е способна да отстранява водород и кислород от органични вещества под формата на вода, овъглявайки органични вещества |
|
3. Реагира с основни и амфотерни оксиди: 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. Характерна реакция към сярна киселина и нейните соли е взаимодействието с разтворими бариеви соли: H2SO4 + BaCl2 BaSO4 + 2HCl 2H + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2Cl - BaSO 4 + 2H + + 2Cl - Ba 2+ + SO 4 2- BaSO 4 Образува се бяла утайка, която е неразтворима нито във вода, нито в концентрирана азотна киселина. |
|
4. Взаимодейства с бази: H2SO4 + 2KOH K2SO4 + 2H2O 2H + + SO 4 2- + 2K + + 2OH - 2K + + SO 4 2- + 2H 2 O 2H + + 2OH - 2H 2 O Ако киселината се приеме в излишък, се образува кисела сол: H2SO4 +NaOH NaHSO4 +H2O |
|
|
5. Реагира със соли, измествайки други киселини от тях: 3H 2 SO 4 +Ca 3 (PO 4) 2 3CaSO 4 +2H 3 PO 4 |
Приложение. Сярната киселина се използва широко (фиг. 3), тя е основният продукт на химическата промишленост.
Ориз. 3. Приложение на сярна киселина: 1 - производство на багрила; 2 - минерални торове; 3 - пречистване на петролни продукти; 4 - електролитно производство на мед; 5 - електролит в батерии; 6 - производство на експлозиви; 7 - багрила; 8 - изкуствена коприна; 9 - глюкоза; 10 -- соли; 11 - киселини.
Сярната киселина образува две серии соли - средна и кисела:
Na 2 SO 4 NaHSO 4
натриев сулфат натриев хидроген сулфат
(средна сол) (кисела сол)
Солите на сярната киселина се използват широко, например Na 2 SO 4 10H 2 O - кристалният хидрат на натриев сулфат (сол на Глаубер) се използва в производството на сода, стъкло, в медицината и ветеринарната медицина. CaSO 4 2H 2 O - кристален хидрат на калциев сулфат (естествен гипс) - използва се за получаване на полуводен гипс, необходим в строителството и в медицината - за нанасяне на гипсови превръзки. CuSO 4 5H 2 O - кристален хидрат на меден (II) сулфат (меден сулфат) - се използва в борбата срещу вредителите по растенията.
III. Затвърдяване на нов материал
1. През зимата между рамките на прозорците понякога се поставя съд с концентрирана сярна киселина. С каква цел се прави това, защо съдът не може да се напълни до горе с киселина?
2. Концентрираната сярна киселина при нагряване реагира с живака и среброто, подобно на това как реагира с медта. Напишете уравнения за тези реакции и посочете окислителя и редуциращия агент.
3. Как да разпознаем сулфидите? Къде се използват?
4. Създайте уравнения на реакцията, които са практически осъществими, като използвате дадените диаграми:
Hg + H2SO4 (конц.)
MgCl 2 + H 2 SO 4 (конц.)
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4
Al(OH) 3 + H 2 SO 4
Когато съставяте уравнения на реакцията, посочете условията за тяхното изпълнение. Където е необходимо, напишете уравненията в йонна и съкратена йонна форма.
5. Посочете окислителя в реакциите на: а) разредена сярна киселина с метали; б) концентрирана сярна киселина с метали.
6. Какво знаете за сярната киселина?
7. Защо концентрираната сярна киселина е силен окислител? Какви са специалните свойства на концентрираната сярна киселина?
8. Как концентрираната сярна киселина реагира с металите?
9. Къде се използват сярната киселина и нейните соли?
1. Какъв обем кислород ще е необходим за изгаряне на: а) 3,4 kg сероводород; б) 6500 m 3 сероводород?
2. Каква е масата на разтвор, съдържащ 0,2 масови фракции сярна киселина, който се изразходва при реакцията с 4,5 g алуминий?
Лабораторни опити
VI. Разпознаване на сулфатни йони в разтвор. Изсипете 1-2 ml разтвор на натриев сулфат в една епруветка, същото количество цинков сулфат в друга и разреден разтвор на сярна киселина в третата. Поставете цинкова гранула във всяка епруветка и след това добавете няколко капки разтвор на бариев хлорид или бариев нитрат.
Задачи. 1. Как можете да различите сярната киселина от нейните соли? 2. Как да различим сулфатите от другите соли? Запишете уравнения за реакциите, които сте извършили в молекулярна, йонна и съкратена йонна форма.
IV. Домашна работа
Химичните свойства на сярната киселина са:
1. Взаимодействие с метали:
Разредената киселина разтваря само онези метали, които са отляво на водорода в серията на напрежението, например H 2 +1 SO 4 + Zn 0 = H 2 O + Zn +2 SO 4;
Окислителните свойства на сярната киселина са големи. При взаимодействие с различни метали (с изключение на Pt, Au), той може да се редуцира 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. Концентрираната киселина H 2 S +6 O 4 също реагира (при нагряване) с някои неметали, превръщайки се в серни съединения с по-ниска степен на окисление, например:
2H 2 S +6 O 4 + C 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 основни оксиди:
H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O;
4. С хидроксиди:
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O;
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;
5. Взаимодействие със соли по време на метаболитни реакции:
H2SO4 + BaCl2 = 2HCl + BaSO4;
Образуването на BaSO 4 (бяла утайка, неразтворима в киселини) се използва за определяне на тази киселина и разтворими сулфати.
Идеята, че атомът на даден елемент има способността да се "насища", е изразена през 1853 г. от Е. Франкланд, когато се разглежда структурата на органометалните съединения. Развивайки тази идея, през 1854 г. Кекуле за първи път изразява идеята за „двуосновност“ или „диатомичност“ (по-късно той започва да използва термина „валентност“) на сярата и кислорода, а през 1857 г. той разделя всички елементи на едно-, дву- и триосновни; Кекуле (едновременно с немския химик Г. Колбе) идентифицира въглерода като четириатомен елемент. През 1858 г. Кекуле (по същото време като шотландския химик А. Купър) посочи способността на въглеродните атоми да образуват вериги, когато техните „афинитетни единици“ са наситени. Тази механична доктрина за свързването на атомите във верига за образуване на молекули формира основата на теорията за химическата структура.
През 1865 г. Кекуле предполага, че молекулата на бензена има формата на правилен шестоъгълник, образуван от шест въглеродни атома, към които са свързани шест водородни атома. Комбинирайки идеята за образуването на вериги с доктрината за съществуването на множество връзки, той стигна до идеята за редуване на единични и двойни връзки в бензеновия пръстен (подобни структурни формули бяха предложени малко преди това от I. Loschmidt) . Въпреки факта, че тази теория веднага срещна възражения, тя бързо се вкорени в науката и практиката.
Концепцията на Кекуле отвори пътя за установяване на структурата на много циклични (ароматни) съединения. За да обясни неспособността на бензена да присъединява халогеноводороди, Кекуле през 1872 г. излага осцилаторна хипотеза, според която единичните и двойните връзки в бензена постоянно сменят местата си. През 1867 г. Кекуле публикува статия за пространственото разположение на атомите в молекула, където той посочи, че връзките на въглероден атом може да не са в една и съща равнина.
Кекуле беше няколко години президент на Германското химическо дружество. Той е един от организаторите на Международния конгрес на химиците в Карлсруе (1860). Педагогическата дейност на Кекуле е много плодотворна. Той е автор на широко известния Учебник по органична химия (1859-1861). Редица ученици на Кекуле станаха изключителни химици; Сред тях можем да отбележим особено Л. Майер, Дж. Вант Хоф, А. Байер и Е. Фишер.
БУТЛЕРОВ, Александър Михайлович
Руският химик Александър Михайлович Бутлеров е роден в Чистопол, Казанска губерния, в семейството на земевладелец, пенсиониран офицер. Рано загубил майка си, Бутлеров е отгледан в едно от частните училища-интернати в Казан, след което учи в Казанската гимназия. На шестнадесет години той постъпва във физико-математическия факултет на Казанския университет, който по това време е центърът на естествените научни изследвания в Русия.
В първите години от студентския си живот Бутлеров се интересува от ботаника и зоология, но след това, под влиянието на лекциите на К. К. Клаус и Н. Н. Зинин, той се интересува от химия и решава да се посвети на тази наука. През 1849 г. Бутлеров завършва университета и по предложение на Клаус е задържан в катедрата като преподавател. През 1851 г. защитава магистърската си теза „За окисляването на органичните съединения“, а през 1854 г. - докторската си дисертация „За етеричните масла“. През 1854 г. Бутлеров става извънреден, а през 1857 г. - обикновен професор по химия в Казанския университет.
По време на пътуване в чужбина през 1857-1858 г. Бутлеров се срещна с много водещи химици в Европа и участва в срещите на новоорганизираното Парижко химическо дружество. В лабораторията на S. A. Wurtz Бутлеров започва серия от експериментални изследвания, които служат като основа за теорията на химическата структура. Той формулира основните си положения в доклада „За химическата структура на материята“, прочетен на Конгреса на немските естествоизпитатели и лекари в Шпайер (септември 1861 г.).
Основите на тази теория са формулирани по следния начин: 1) „Ако приемем, че всеки химичен атом се характеризира само с определено и ограничено количество химична сила (афинитет), с която участва в образуването на тяло, бих нарекъл това химично връзка или метод на взаимно свързване, химическа структура на атомите в сложно тяло"; 2) „... химическата природа на сложната частица се определя от природата на нейните елементарни съставни части, тяхното количество и химична структура.“
Всички други разпоредби на класическата теория на химическата структура са пряко или косвено свързани с тези постулати. Бутлеров очертава пътя за определяне на химичната структура и формулира правилата, които могат да се следват в този случай. Той дава предпочитание на синтетичните реакции, провеждани при условия, при които участващите в тях радикали запазват химичната си структура.
Оставяйки отворен въпроса за предпочитаната форма на формулите за химичния строеж, Бутлеров говори за тяхното значение: „... когато станат известни общите закони на зависимостта на химичните свойства на телата от техния химичен строеж, тогава такава формула ще бъде израз на всички тези свойства.” В същото време Бутлеров беше убеден, че структурните формули не могат да бъдат просто условно изображение на молекули, а трябва да отразяват тяхната реална структура. Той подчерта, че всяка молекула има много специфична структура и не може да комбинира няколко такива структури.
От голямо значение за развитието на теорията за химическата структура беше нейното експериментално потвърждение в трудовете както на самия Бутлеров, така и на неговата школа. Бутлеров предвижда и след това доказва съществуването на позиционна и скелетна изомерия. След като получи третичен бутилов алкохол, той успя да дешифрира неговата структура и доказа (заедно със своите ученици) наличието на изомери. През 1864 г. Бутлеров прогнозира съществуването на два бутана и три пентана, а по-късно и изобутилен.
Той също така предполага съществуването на четири валерианови киселини; структурата на първите три е определена през 1871 г. от Е. Ерленмайер, а четвъртата е получена от самия Бутлеров през 1872 г. За да пренесе идеите на теорията на химическата структура през цялата органична химия, Бутлеров публикува през 1864-1866 г. в Казан, книгата „Въведение в пълното изучаване на органичната химия“, 2-ро изд. който е публикуван още през 1867-1868 г. на немски.
През 1868 г. по препоръка на Д. И. Менделеев Бутлеров е избран за обикновен професор в Санкт Петербургския университет, където работи до края на живота си. През 1870 г. той става извънреден, а през 1874 г. - обикновен академик на Петербургската академия на науките. От 1878 до 1882 г. е президент и председател на Химическия отдел на Руското физико-химическо дружество.
Преподавателската кариера на Бутлеров продължава 35 години и се провежда в три висши учебни заведения: Казанския, Санкт Петербургския университет и Висшите женски курсове (той участва в организирането им през 1878 г.). Много от неговите ученици са работили под ръководството на Бутлеров, сред които могат да бъдат посочени В. В. Марковников, Ф. М. Флавицки, А. М. Зайцев (в Казан), А. Е. Фаворски, И. Л. Кондаков (в Санкт Петербург). Бутлеров става основател на известната Казанска („Бутлеровска”) школа на органичните химици. Бутлеров изнесе и много популярни лекции, главно на химични и технически теми.
В допълнение към химията, Бутлеров обръща много внимание на практическите въпроси на селското стопанство, градинарството, пчеларството, а по-късно и на отглеждането на чай в Кавказ. От края на 1860 г. Бутлеров активно се интересуваше от спиритизъм и медиумизъм, на които посвети няколко статии; Тази страст на Бутлеров и опитите му да даде научна основа на спиритизма станаха причина за неговата полемика с Менделеев. Бутлеров умира в селото. Бутлеровка от Казанска губерния, преди окончателното признаване на неговата теория. Двамата най-значими руски химици - Д. И. Менделеев и Н. А. Меншуткин - само десет години след смъртта на Бутлеров признават валидността на теорията за химическата структура.