Взаємодія сульфатної кислоти з металами і неметалами - малюнок

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.

Історичні факти про сульфатну кислоту

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).

Графічна та електронна будова сульфатної кислоти

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, O2;
  • 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.

Продукти взаємодії сульфатної кислоти з металами

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

Найважливіші природні сульфати

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.

Застосування сульфатної кислоти

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.

Leave a Reply

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