Взаємодія сульфатної кислоти з металами і неметалами

Сульфатна кислота належить до категорії важких маслянистих рідин, так як її густина становить 1.84 г/см³. Вона добре розчиняється у воді, гігроскопічна, а також характеризується водовіднімаючими властивостями (здатна обвуглити цукор, папір і навіть дерево).

Також сульфатна кислота відрізняється високою теплотою гідратації. Перед використанням хімічної речовини потрібно обов’язково вивчити взаємодію сульфатної кислоти з металами і неметалами.

Загальний опис

Сульфатна кислота є токсичним реагентом, який відрізняється специфічністю застосування і високим показником небезпеки для живого організму. Ця рідина характеризується як сильний окислювач. Температура плавлення H₂SO₄ становить + 10 °C, а закипає кислота при +296 °C. В результаті кипіння виділяється вода і оксид сірки SO₃.

Оскільки ця рідина здатна поглинати пари води, її часто використовують для осушення газів. Добувають сірку промисловим шляхом, використовуючи для цього діоксид сірки SO₂, який можна отримати тільки в результаті горіння сірки або сульфатного колчедану.

Під впливом низьких температур H₂SO₄ пасивує деякі метали, наприклад алюміній, залізо, хром, нікель, титан. Завдяки цьому транспортувати кислоту можна тільки в герметичних залізних цистернах.

Добути сульфатну кислоту можна двома способами:

Нітрозним (концентрація 75%). Відбувається окислення діоксиду сірки за допомогою діоксиду азоту при взаємодії води. Формула виглядає так: SO₂ + NO₂ + H₂O → H₂SO₄ + NO.

Контактним (концентрація знаходиться в межах 94%). У промислових умовах відбувається окислення діоксиду сірки до трьохокису сірки з подальшим гідролізом. Приклад формули: 2SO₂ + O₂ → 2SO₃; SO₃ + H₂O → H₂SO₄.

Присутній в кислоті розчин SO₃ називається олеумом, який також використовують для отримання H₂SO₄. Реакція на метали і неметали завжди відрізняється. При використанні двохосновної сульфатної кислоти утворюється 2 види солей:

• середні — сульфати (барій, кальцій);
• кислі — гідросульфати (натрій, калій).

Етапи виробництва

Виготовлення кислоти є досить цікавим і пізнавальним процесом. Спочатку сульфатний колчедан (подрібнений вологий пірит) засипають в спеціальну піч для випалу. У нижній частині обладнання пускають повітря, яке спеціально збагачують киснем.

Поступово з печі починає виходити газ, до складу якого входять:

• SO₂, O_2;
• мікроскопічні частинки недогарка (оксиду заліза);
• пари води (використовувався вологий пірит).

За допомогою електрофільтру і циклону газ очищають від домішок твердих частинок. Сушильна вежа видаляє всі пари води.

Окислення отриманого сульфатного газу відбувається завдяки каталізатору V₂O₅ в контактному апараті. Такий підхід дозволяє прискорити хімічну реакцію. Процес окислення одного оксиду в іншій на практиці є зворотним. Фахівці намагаються створити оптимальні умови, щоб домогтися протікання прямої реакції — підвищений тиск і температура від +500 °C. Все це дозволяє отримати необхідну екзотермічну реакцію.

У спеціальній вежі поглинається оксид сірки концентрованої кислоти. Прийом з водою не використовують, оскільки оксид сірки легко розчиняється з виділенням великої кількості теплоти, через що рідина закипає і перетворюється в пар. Уникнути сульфатнокислотного туману допомагає H₂SO₄ в концентрації 98%. Оксид сірки добре розчиняється і утворює олеум:

H₂SO₄ * nSO₃.

Використання сульфатної кислоти в розбавленому вигляді

Сульфатна кислота має одну особливість – вона може віднімати воду, через що її часто використовують як надійний гігроскопічний засіб у багатьох хімічних реакціях. За допомогою цієї рідини можна:

• отримувати органічні речовини;
• провести осушення;
• знизити ймовірність поглинання води конкретними елементами.

Для вирішення всіх цих завдань в лабораторних умовах використовуються спеціальні герметичні ємності, які називаються ексикаторами.

Попит H₂SO₄ ніколи не зменшується, оскільки вона має широку сферу застосування.

Концентрована рідина може обвуглювати органічні речовини (наприклад, деревину), а також викликати сильні опіки шкірного покриву. Якщо для проведення хімічних експериментів потрібно використовувати кислоту, тоді повинні бути дотримані всі правила безпеки.

Якщо крапля розведеної рідини H₂SO₄ потрапила на шкіру або одяг, то в міру випаровування води вона поступово буде збільшувати свою концентрацію.

Розбавлена кислота може вступати в реакцію заміщення, що спровоковано окисленням катіонів. З цієї причини на всі активні метали, які знаходяться до водню в ряду напруг, H₂SO₄ реагує як звичайна кислота. Поступово відбувається витіснення водню. Цей ефект детально пояснюють на уроках хімії в 8 класі.

З розведеною сульфатною кислотою не взаємодіють благородні метали (наприклад, золото, платина) і ті елементи, які стоять після водню в ряду напруги. Іншими окислювальними властивостями розбавлена H₂SO₄ не володіє.

Лабораторні дослідження підтвердили, що кислота реагує на основні оксиди і основи, через що утворюється відразу 2 ряди солей:

• кислі – гідросульфати;
• середні — сульфати.

До якісних реакцій на H₂SO₄ можна віднести взаємодію з солями барію, в результаті чого утворюється білий осад, який не розчиняється у воді і кислому середовищі. Цю хімічну реакцію можна зобразити за допомогою формули:

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl

Властивості концентрованої H₂SO₄

У концентрованому вигляді рідина H₂SO₄ здатна максимально проявити свої окислювальні властивості. Це викликано тим, що в молекулах кислоти знаходяться атоми сірки у вищій мірі окислення (+6).

У концентрованому вигляді H₂SO₄ взаємодіє з металами, які знаходяться в електрохімічному ряду напруги (правіше водню). Мова стосується срібла, ртуті і міді. В результаті хімічної реакції утворюється вода, сульфати і продукти відновлення сірки.

Ступінь відновлення кислоти залежить від металів.

Наприклад:

• До вільної сірки можливе відновлення в тому випадку, якщо мова стосується металів, які розташовані в ряду напруг від алюмінію до заліза.
• Калій, натрій, літій. Активні метали відновлюють H₂SO₄ до сірководню.
• Метали з меншою активністю дозволяють утворити сірчистий газ.

У концентрованому вигляді H₂SO₄ не вступає в реакцію з платиною і золотом, оскільки ці метали мають невелику активність. Якщо мова стосується хрому, алюмінію і заліза, тоді знадобиться нагрівання. В іншому випадку реакція не відбудеться, що пов’язано з пасивуванням цих металів (на поверхні утворюється тонка захисна плівка).

Продукт відновлення кислоти цілком залежить від концентрації H₂SO₄ і активності використовуваного металу. Кожна хімічна реакція повинна бути розглянута індивідуально.

Алюміній, хром і залізо можуть розчинятися в концентрованій кислоті, але за умови сильного нагрівання. В результаті утворюється сіль металу і продукти відновлення сульфатної кислоти. Формули виглядають наступним чином:

• 2Cr + 6H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O
• 8Al + 15H₂SO₄ = 4AL₂(SO₄)₃ + 3H₂S↑ + 12H₂O.
• 2Fe + 6H₂SO₄ = FE (SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O.

Зовсім іншу реакцію можна спостерігати в тому випадку, якщо потрібно перевірити взаємодію кислоти з металами. В цьому разі відбувається виділення SO₂ і окислення неметалів до вищого ступеня. Наприклад:

• S + 2H₂SO₄ = 3SO₂↑ + 2H₂O.
• C + 2H₂SO₄ = CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O.
• H₂SO₄ + H₂S = SO₂↑ + S↓ + 2H₂O.
• 2P + 5H₂SO₄ = 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O.

У розбавленому вигляді кислота нічим не відрізняється від інших схожих рідин. У категорію винятків входить тільки те, що H₂SO₄ не вступає в реакцію зі свинцем, оскільки сульфат свинцю, що утворився, неможливо розчинити.

Токсичність і сфери застосування

Сульфатна кислота і олеум належать до категорії найбільш їдких речовин. Вони можуть обпекти шкіру, слизові оболонки і дихальні шляхи. Через неакуратне поводження з агресивною рідиною не виключено виникнення хімічного опіку. Вдихання парів цих речовин може спровокувати кашель, утруднене дихання, бронхіт. В атмосфері може утворюватися аерозоль через отруйний дим металургійних і хімічних виробництв. У такій ситуації можуть випадати кислотні дощі.

Сульфатна кислота використовується для:

• Серійне виробництво мінеральних добрив.
• Виготовлення електроліту для свинцевих акумуляторів.
• Виробництво хімічних волокон, вибухових і димоутворюючих речовин, а також барвників.
• Отримання солей і мінеральних кислот.
• Виготовлення харчової добавки (емульгатора) Е513.
• Використання в металообробній, нафтовій, шкіряній, текстильній промисловості.
• Гідратація (наприклад, етанол з етилену).
• Дегідратація (отримання складних і діетилових ефірів).
• Алкілування. H2SO4 дозволяє отримати поліетилен гліколь, ізооктан, капролактам.
• Відновлення смол в очисних фільтрах на ділянці виробництва дистильованої води.

У всьому світі в рік використовується до 160 тонн кислоти. Найбільше цю рідину застосовують у виробництві мінеральних добрив. З цієї причини сульфатнокислотні заводи намагаються зводити разом з підприємствами, які будуть займатися виготовленням добрив.

Не менш затребуваними є солі сульфатної кислоти. Мірабіліт (Na₂SO₄ * 10H₂O) був отриманий німецьким хіміком Глаубером, який експериментував з тим, як діє H₂SO₄ на хлорид натрію. У медичній практиці цей засіб використовується як проносне.

Попит також отримав залізний купорос (FeSO₄ * 7H₂O), який раніше застосовували для лікування діагностованої корости. Але зараз цей хімічний компонент використовується тільки для боротьби з сільськогосподарськими шкідниками.

Застосування великої концентрації залізного купоросу загрожує загибеллю обробленої культури.

Мідний купорос (CuSO₄ * 5H₂O) отримав великий попит в сільському господарстві як засіб для боротьби зі шкідниками рослин.