Сульфатна кислота — хімічні та фізичні властивості, реакції

Сульфатна кислота - малюнок Хімія

Важко переоцінити роль сульфатної (сірчаної) кислоти в житті сучасного суспільства. Хімічні властивості цієї кислоти дозволили їй зайняти особливу нішу в промисловості і сільському господарстві.

Очищення продуктів перегонки нафти, травлення металів, виробництва пластмас, мила і барвників використовують її у величезних обсягах. А ще це:

  • електроліт свинцевих акумуляторів;
  • реагент обробки шкіри і нанесення покриттів;
  • компонент добрив і вибухових речовин.

Формула і фізичні властивості

Одна з основних сполук в промисловості – сульфатна кислота – має хімічну формулу H2SO4.

Її молекула складається з чотирьох атомів кисню, двох — водню і одного — сірки. Ця токсична густа масляниста рідина без запаху в очищеному стані не має кольору і має характерний «мідний» присмак. Густина при нормальних умовах становить 1,84 г/куб. см. Домішки надають неочищеному продукту жовтувате або буро-жовте забарвлення.

Кислота кипить при +296°C, плавиться при температурі + 10,3 °C. Її кристали гігроскопічні і активно віднімають воду у всього навколишнього, обвуглюють папір, деревину, цукор. Теплота гідратації при розчиненні настільки велика, що викликає закипання суміші і розбризкування. Саме тому для змішання додають кислоту до води, а не навпаки.

Старовинна назва сульфатної кислоти — “купоросне масло” відсилає до XVIII—XIX ст., коли сірку для виготовлення пороху отримували розкладанням піриту на купоросних заводах. Навіть сьогодні кристалогідрати її солей іменуються купоросами.

Медикам і будівельникам давно відомий природний гіпс — кристалогідрат сульфату кальцію. Садівники і городники люблять мідний купорос — цінний помічник в боротьбі з різними шкідниками і хворобами рослин. Галун незамінні у виробництві фарб і для дублення шкіри.

Десятиводний кристалогідрат сульфату натрію — “глауберова сіль або мірабліт” — використовується в хімічній промисловості, деревопереробці та медицині (проносний і жовчогінний засіб для людей і тварин).

Сульфат барію або “Барієва каша” має унікальну здатність взаємодіяти з рентгенівським випромінюванням, затримуючи його, і це великий плюс при дослідженнях порожнистих органів людського тіла.

Способи промислового виробництва

Як сировину для сульфатної кислоти довгий час використовувався природний мінерал пірит — «сірчаний колчедан». Сьогодні йому на зміну прийшли елементарна сірка або її сполуки: сірководень, солі-сульфіти і сульфати, а також газові відходи теплоелектростанцій, що працюють на неочищеній нафті. Виробництво має ряд послідовних стадій:

  • Отримання оксиду сірки (II), сірчистого газу, шляхом спалювання сірковмісної сировини або її випалу в кисні.
  • Очищення газоподібної фази реагентів від твердих домішок.
  • Окислення до оксиду сірки (III). Процес описується рівнянням: 2SO2 + O2 = 2SO3.
  • Поглинання водою: H2O + SO3 = H2SO4.

У загальному об’ємі мінеральних кислот, які сьогодні виробляються хімічною промисловістю, H2SO4 займає почесне перше місце. При цьому вона є дешевою, технологічною і не руйнує чорні метали в концентрованому стані.

Камерний метод отримання

В епоху Середньовіччя алхіміки синтезували купоросне масло т. зв. камерним способом. Для цього використовувалися спеціальні великі, розміром з цілу кімнату, камери, обкладені зсередини свинцем. Поверхні стінок в результаті окислення покривалися захисним шаром сульфату свинцю.

При горінні в присутності повітря суміші, що складається з сірки і калієвої селітри, утворювався твердий залишок оксидів азоту і солей калію та виділявся газоподібний оксид сірки (III).

Він поглинався водою, що була в камері, та дозволяв отримати продукт малої концентрації, яка вимагала подальшої концентрації. Після відкриття каталітичних властивостей оксидів азоту, камерний метод поступився місцем менш трудомістким і більш ефективним технологіям виробництва.

Сучасні способи синтезу

“Навряд чи знайдеться інша, штучна речовина, яка настільки часто застосовується в техніці» — ці слова геніального російського вченого Менделєєва наочно характеризують цінність сірчаної кислоти.

Сьогодні при її виробництві використовуються дві методики окислення діоксиду сірки:

  • контактна методика, що використовує тверді каталізатори;
  • баштова (нітрозна), де каталізаторами служать газоподібні оксиди азоту, а окислювачем виступає кисень.

При контактному способі суміш реагентів пропускається крізь твердий каталізатор, розташований шарами для збільшення поверхні. Нітрозний метод має на увазі зрошення сировини водою або розведеною кислотою в баштових реакторах. Перший спосіб більш продуктивний і компактний та дозволяє отримувати продукт більшої чистоти при менших витратах. Він поступово витісняє нітрозного конкурента.

Прискорювачів процесу окислення було відкрито чимало. Найбільший ефект проявляють платина, оксиди ванадію V2O5 і залізо Fe2O3. Але перша коштує дорого і швидко отруюється домішками миш’яку, що містяться в газовій фазі SO2. Для підтримки каталітичної активності оксиду заліза необхідні температури понад 600 °C. Найбільш економічним визнаний ванадієвий каталізатор – він і застосовується у виробництві.

При уловлюванні SO3 водою виділяється багато тепла і продукт закипає з утворенням аерозолю. Тому використовується 100% концентрована кислота та утворюється олеум, який потім розбавляється до необхідних пропорцій.

Хімічні властивості сульфатної кислоти

Сульфатна (сірчана) кислота займає привілейоване положення серед сильних мінеральних кислот. Таку активність легко охарактеризувати високою полярністю молекулярного зв’язку водень-кисень, і, відповідно, легкістю її розриву.

Це надає H2SO4 не тільки ряд загальних для всіх з’єднань її класу властивостей, наприклад, взаємодія кислот з металами, а й специфічні якості.

Серед основних хімічних властивостей варто відзначити:

  • Дія на індикатори. Кисле середовище водних розчинів змінює забарвлення фіолетового лакмуса, метилового оранжевого і універсального індикатора — вони набувають червоного кольору.
  • Реакція дисоціації. У водному розчині проявляються властивості сильного електроліту, і в результаті двоступеневої дисоціації з’єднання розпадається на два однозарядних позитивних іона водню і сульфат-іон з подвійним негативним зарядом.
  • Взаємодія з металами. Розбавлена сульфатна кислота може реагувати з металами, які стоять в електрохімічному ряду активності лівіше водню. При цьому утворюється сірчанокисла сіль, яка називається сульфатом, і водень. Сульфати не мають кольору, добре розчинні у воді і легко кристалізуються.
  • Реакція нейтралізації. В результаті взаємодії з розчинними і нерозчинними основами утворюється сульфатна сіль і вода. Молекула H2SO4 має два атоми водню, тому кислота — двоосновна, і для повної нейтралізації потрібно дві молекули основи.
  • Взаємодія з основними оксидами. З’єднання з киснем одно- і двовалентних металів (MgO, FeO, Li2O, Na2O) теж беруть участь в реакції нейтралізації. При цьому утворюється сульфат металу зі складу оксиду і вода.
  • Обмінні реакції з солями слабших або легколетючихкислот. Відбувається витіснення і в результаті утворюється сульфатна сіль і кислота (або виділяється летючий газ, а вода залишається в розчині). Випадання білого нерозчинного осаду BaSO4 – це якісна реакція на сульфат-іони.

Специфічні властивості концентрованих розчинів обумовлені структурними особливостями формули сірчаної кислоти: в молекулі H2SO4 позитивно заряджений атом сірки знаходиться в максимальному, четвертому ступені окислення.

Тому він може тільки приймати електрони і повідомляти з’єднанню високі окислювальні властивості. Варто відзначити деякі з них:

  • Окислення більшості металів, в т. ч. пасивних (цинк і мідь). У цих реакціях водень вже не виділяється, а H2SO4 відновлюється до сірководню, сірки або оксиду сірки (II). Це визначається концентрацією вихідних компонентів і місцем, яке займає метал в електрохімічному ряду активності. Виняток становлять золото, залізо, алюміній і платиноїди, тому для їх перевезення автомобільним і залізничним транспортом використовують сталеві цистерни.
  • Окислення багатьох неметалів. В результаті реакції неметал утворює з’єднання з максимальним окислювальним числом, а H2SO4 відновлюється до оксиду сірки (IV).
  • Окислення складних сполук. При обробці калієвих солей галогеноводневих кислот (KBr або KI) утворюється сульфатна сіль і виділяється вільний галоген. Хлорид-іони не окислюються до хлору і дозволяють отримувати соляну кислоту реакцією обміну.
  • Дегідратація органічних речовин. Хімічно зв’язана вода легко видаляється з гідроксильних груп у присутності концентрованої сульфатної кислоти: з етилового спирту утворюється етилен. Обвуглювання вуглеводів теж пояснюється зневодненням.

Цікаво, що в природі ця їдка кислота зустрічається в чистому 100%-му вигляді: на італійському острові Сицилія існує унікальне Озеро смерті, до якого не наближаються навіть комахи і птахи.

У цих місцях дисульфід заліза з земної кори виступає сировиною для синтезу сульфатної кислоти, і продукт сочиться прямо з дна! Діючі вулкани теж вносять внесок – вони вивергають в земну атмосферу сірчанокислотні викиди, які завдають непоправної шкоди навколишньому середовищу і стають причиною серйозних кліматичних змін.

Застосування сульфатної кислоти

Досягнення хімії завжди служили науково-технічному прогресу. Високі окислювальні здібності дозволили H2SO4 стати важливим компонентом у ряді галузей промисловості.

Її використовують:

  • видобуток рідкісних елементів (очищення уранових ,іридієвих, цирконієвих і осмієвих руд);
  • виробництво мінеральних добрив, високомолекулярних ниток, фарб і піротехніки;
  • неорганічний синтез солей і кислот;
  • текстильна та шкіряна галузі;
  • нафтохімія та металообробка;
  • харчова промисловість (добавка-емульгатор E513);
  • автомобілебудування (електроліт в акумуляторах);
  • дистилювання води (реагент для відновлення смол у фільтрах).

Окремо варто згадати промисловий органічний синтез – джерело ефірів і спиртів, синтетичних миючих засобів і штучних волокон. Він немислимий без реакцій дегідратації, гідратації, сульфування, алкілування. Металообробні заводи очищають поверхні виробів від оксидів, що утворюються при сильному нагріванні.

Але основним споживчим сегментом є виготовлення мінеральних добрив (найбільше — фосфорних). Через це сірчанокислотні заводи рекомендується розміщувати недалеко від підприємств з виробництва цих цінних хімічних продуктів.

Всі наведені позитивні характеристики були б неповними, якщо не згадати, що сульфатна кислота і олеум — небезпечні, надзвичайно агресивні продукти. Атмосферні кислотні аерозолі періодично утворюються в результаті викидів металургійних і хімічних заводів і випадають у вигляді опадів. Вони вражають шкіру і слизові, що призводить до утруднення дихання, провокує кашель і бронхолегеневі захворювання з набряками гортані.

При попаданні сульфатної кислоти на шкірні покриви виникають хімічні опіки, їх тяжкість залежить від концентрації і площі контакту.

При ковтанні з’являються різкі болі в роті і стравоході, потім починається блювота, кашель, утруднюється дихання, послаблюється серцева діяльність, а смертельною вважається доза 5 мг.

Перша допомога при отруєнні парами полягає в забезпеченні припливу свіжого повітря і промиванні слизових содовим розчином. При розтіканні по шкірі уражене місце рясно зрошують водою, а проковтування вимагає промивання шлунка і прийому всередину вапняної води.

Оцініть статтю
Додати коментар