Сульфатна кислота - малюнок

Сульфатна кислота — хімічні та фізичні властивості, реакції



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.

Фізичні властивості сульфатної кислоти

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.

Будова сульфатної кислоти

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.

Розчинення сульфатної кислоти у воді

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.

Продукти взаємодії концентрованої сульфатної кислоти з металами

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.

Таблиця концентрації сульфатної кислоти

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.

Спорідненість сульфатної кислоти

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.

Ліс пошкоджений кислотним дощем
Ліс пошкоджений кислотним дощем

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.

Leave a Reply

Ваша e-mail адреса не оприлюднюватиметься. Обов’язкові поля позначені *