Špecifické vlastnosti zriedenej a koncentrovanej kyseliny sírovej. Koncentrovaná kyselina sírová: vlastnosti, reakcie. Reakcie s kyselinou sírovou

Kyselina dusičná - HNO3, okysličená monobázická silná kyselina. Pevná kyselina dusičná vytvára dve monokryštalické modifikácie s monoklinickými a kosoštvorcovými mriežkami. Kyselina dusičná je miešateľná s vodou v akomkoľvek pomere. IN vodné roztoky takmer sa úplne disociuje na ióny. Vytvára azeotropickú zmes s vodou s koncentráciou 68,4% a bodom varu 120 ° C pri 1 atm. Existujú dva známe pevné hydráty: monohydrát (HNO3H20) a trihydrát (HNO3 3H2O).
Vysoko koncentrovaný HNO3 má zvyčajne hnedú farbu kvôli rozkladu na svetle:

HNO3 ---\u003e 4NO2 + O2 + 2H20

Pri zahrievaní sa kyselina dusičná rozkladá v rovnakej reakcii. Kyselina dusičná sa môže destilovať (bez rozkladu) iba za zníženého tlaku.

Kyselina dusičná je silné oxidačné činidlo , koncentrovaná kyselina dusičná oxiduje síru na kyselinu sírovú a fosfor na kyselinu fosforečnú, niektoré organické zlúčeniny (napríklad amíny a hydrazín, terpentín) sa spontánne vznietia pri kontakte s koncentrovanou kyselinou dusičnou.

Oxidačný stav dusíka v kyseline dusičnej je 4-5. Ako oxidačné činidlo môže byť HNO redukovaný na rôzne produkty:

Ktorá z týchto látok sa vytvorí, to znamená, ako hlboko sa kyselina dusičná v konkrétnom prípade redukuje, závisí od povahy redukčného činidla a od reakčných podmienok, predovšetkým od koncentrácie kyseliny. Čím vyššia je koncentrácia HNO, tým menej sa obnovuje. Pri reakciách s koncentrovanou kyselinou sa najčastejšie uvoľňuje.

Keď zriedená kyselina dusičná interaguje s nízkoúrovňovými kovminapríklad pri medi sa uvoľňuje NO. V prípade aktívnejších kovov - železa, zinku - sa tvorí.

Silne zriedená kyselina dusičná interaguje s aktívne kovy - zinok, horčík, hliník - s tvorbou amónneho iónu, ktorý dáva dusičnan amónny s kyselinou. Spravidla sa vyrába niekoľko výrobkov súčasne.

Zlato, niektoré kovy platinovej skupiny a tantal sú inertné voči kyseline dusičnej v celom rozsahu koncentrácií, zvyšok kovov s ním reaguje, pričom priebeh reakcie je určený jeho koncentráciou. Takže koncentrovaná kyselina dusičná reaguje s meďou za vzniku oxidu dusičitého a zriedená kyselina dusičná reaguje s oxidom dusnatým (II):

Cu + 4HNO3 ----\u003e Cu (NO3) 2 + NO2 + 2H20

3Cu + 8 HNO3 ----\u003e 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H20

Väčšina kovuc reagujú s kyselinou dusičnou za uvoľňovania oxidov dusíka v rôznych oxidačných stavoch alebo ich zmesiach, zriedená kyselina dusičná, keď reaguje s aktívnymi kovmi, môže reagovať s vývojom vodíka a redukciou dusičnanového iónu na amoniak.

Niektoré kovy (železo, chróm, hliník), ktoré reagujú so zriedenou kyselinou dusičnou, sú pasivované koncentrovanou kyselinou dusičnou a sú odolné voči jej účinkom.

Zmes kyselín dusičných a sírových sa nazýva „melanž“. Kyselina dusičná sa široko používa na prípravu nitrozlúčenín.

Zmes troch objemov kyseliny chlorovodíkovej a jedného objemu kyseliny dusičnej sa nazýva aqua regia. Cárska vodka rozpúšťa väčšinu kovov vrátane zlata. Jeho silné oxidačné vlastnosti sú spôsobené tvoreným atómovým chlórom a nitrozylchloridom:

3HCl + HNO3 ----\u003e NOCI + 2 \u003d 2H20

Kyselina sírová - ťažká, olejovitá kvapalina bez farby. Miešateľný s vodou vo všetkých ohľadoch.

Koncentrovaný kyselina sírová aktívne absorbuje vodu zo vzduchu, odvádza ju od ostatných látok. Keď sa organické látky dostanú do koncentrovanej kyseliny sírovej, sú karbonizované, napríklad papier:

(C6H10O5) n + H2SO4 \u003d\u003e H2SO4 + 5nH20 + 6C

Pri interakcii koncentrovanej kyseliny sírovej s cukrom vzniká pórovitá uhoľná hmota, podobne ako čierna vytvrdená špongia:

C12H22O11 + H2SO4 \u003d\u003e C + H2O + CO2 + Q

Chemické vlastnosti zriedenej a koncentrovanej kyseliny sírovej líšia sa.

Zriedené roztoky kyselina sírová reaguje s kovmi nachádza sa v elektrochemickej sérii napätí vľavo od vodíka s tvorbou síranov a vývojom vodíka.

Koncentrované riešenia kyselina sírová vykazuje silné oxidačné vlastnosti vďaka prítomnosti atómu síry vo svojich molekulách v najvyššom oxidačnom stave (+6), preto je koncentrovaná kyselina sírová silným oxidačným činidlom. Takto sa oxidujú niektoré nekovy:

S + 2H2SO4 \u003d\u003e 3SO2 + 2H20

C + 2H2SO4 \u003d\u003e CO2 + 2SO2 + 2H20

P4 + 8H2SO4 \u003d\u003e 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H20

H2S + H2SO4 \u003d\u003e S + SO2 + 2H20

Interaguje s kovmi nachádza sa v elektrochemickej sérii kovových napätí napravo od vodíka (meď, striebro, ortuť) s tvorbou síranov, vody a produktov redukcie síry. Koncentrované riešenia kyselina sírová nereaguj so zlatom a platinou kvôli ich nízkej aktivite.

a) kovy s nízkou aktivitou redukujú kyselinu sírovú na oxid siričitý SO2:

Cu + 2H2SO4 \u003d\u003e CuSO4 + SO2 + 2H20

2Ag + 2H2SO4 \u003d\u003e Ag2SO4 + SO2 + 2H20

b) s kovmi so strednou aktivitou sú možné reakcie s uvoľnením ktoréhokoľvek z troch produktov redukcie kyselinou sírovou:

Zn + 2H2SO4 \u003d\u003e ZnSO4 + SO2 + 2H20

3Zn + 4H2SO4 \u003d\u003e 3ZnSO4 + S + 4H20

4Zn + 5H2SO4 \u003d\u003e 4ZnSO4 + H2S + 2H20

c) síra alebo sírovodík sa môžu uvoľňovať pomocou aktívnych kovov:

8K + 5H2SO4 \u003d\u003e 4K2SO4 + H2S + 4H2O

6Na + 4H2SO4 \u003d\u003e 3Na2SO4 + S + 4H20

d) koncentrovaná kyselina sírová za studena (to znamená bez zahrievania) neinteraguje s hliníkom, železom, chrómom, kobaltom, niklom - tieto kovy sú pasivované. Preto sa kyselina sírová môže prepravovať v železných nádobách. Pri zahrievaní je však možné s ním interagovať a železom a hliníkom:

2Fe + 6H2SO4 \u003d\u003e Fe2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H20

2Al + 6H2SO4 \u003d\u003e Al2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H20

T.O. hĺbka spätného získavania síry závisí od redukčných vlastností kovov. Aktívne kovy (sodík, draslík, lítium) redukujú kyselinu sírovú na sírovodík, kovy umiestnené v sérii napätí od hliníka po železo na voľnú síru a kovy s nižšou aktivitou po oxid siričitý.

Získavanie kyselín.

1. Kyseliny anoxické sa získavajú syntézou vodíkových zlúčenín nekovov z jednoduchých látok a následným rozpustením výsledných produktov vo vode

Nekovový + H 2 \u003d Zlúčenina vodíka z nekovu

H2 + Cl2 \u003d 2HCI

2. Oxokyseliny sa získavajú interakciou oxidov kyselín s vodou.

Kyslý oxid + H20 \u003d oxokyselina

S03 + H20 \u003d H2S04

3. Väčšina kyselín sa môže získať interakciou solí s kyselinami.

Soľ + kyselina \u003d soľ + kyselina

2NaCl + H2S04 \u003d 2HCl + Na2S04

Dôvody sú komplexné látkyktorých molekuly pozostávajú z atómu kovu a jednej alebo viacerých hydroxidových skupín.

Bázy sú elektrolyty, ktoré disociujú za vzniku kovových katiónov a hydroxidových aniónov.

Napríklad:
KOH \u003d K +1 + OH-l

6. Klasifikácia zásad:

1. Podľa počtu hydroxylových skupín v molekule:

a) · Monokyselina, ktorej molekuly obsahujú jednu hydroxidovú skupinu.

b) · Dvojkyselina, ktorej molekuly obsahujú dve hydroxidové skupiny.

c) · Trikyselina, ktorej molekuly obsahujú tri hydroxidové skupiny.
2. Rozpustnosťou vo vode: Rozpustný a nerozpustný.

7.Fyzikálne vlastnosti dôvody:

Všetky anorganické zásady sú tuhé látky (s výnimkou hydroxidu amónneho). Bázy majú rôzne farby: hydroxid draselný - biely, hydroxid medeno-modrej, hydroxid železo-červeno-hnedej farby.

Rozpustný dôvody tvoria roztoky mydlové na dotyk, cez ktoré sa tieto látky nazývajú alkálie.

Alkálie tvoria iba 10 prvkov periodického systému chemických prvkov D.I. Mendeleev: 6 alkalických kovov - lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium, francium a 4 kov alkalických zemín - vápnik, stroncium, bárium, rádium.

8. Chemické vlastnosti zásad:

1. Vodné roztoky alkálií menia farbu indikátorov. fenolftaleín - malina, metyl oranžová - žltá. Toto je zabezpečené voľnou prítomnosťou hydroxylových skupín v roztoku. Preto zle rozpustné zásady nedávajú takúto reakciu.

2. Interakcia :

a) s kyselín: Báza + kyselina \u003d soľ + H20

KOH + HCl \u003d KCl + H20

b) s oxidy kyselín: Alkali + Oxid Kyseliny \u003d Soľ + H20

Ca (OH) 2 + C02 \u003d CaC03 + H20

c) s riešenia: Alkalický roztok + Soľný roztok \u003d Nová báza + Nová soľ

2NaOH + CuS04 \u003d Cu (OH) 2 + Na2S04

d) s amfotérne kovy: Zn + 2NaOH \u003d Na2ZnO2 + H2

Amfoterné hydroxidy:

a) Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:

Hydroxid meďnatý + 2HBr \u003d CuBr2 + voda.

b). Reagujte s alkáliami: celkom - soľ a voda (stav: fúzia):

Zn (OH) 2 + 2CsOH \u003d soľ + 2H20.

v). Reagujte so silnými hydroxidmi: výsledkom sú soli, ak reakcia prebieha vo vodnom roztoku: Cr (OH) 3 + 3RbOH \u003d Rb3

Bázy nerozpustné vo vode sa rozkladajú pri zahriatí na zásaditý oxid a vodu:

Nerozpustná báza \u003d zásaditý oxid + H20

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H20

Soľ - ide o produkty neúplnej náhrady atómov vodíka v molekulách kyselín atómami kovov alebo ide o produkty nahradenia hydroxidových skupín v molekulách báz kyslými zvyškami .

Soľ - sú to elektrolyty, ktoré sa disociujú a vytvárajú kovové katióny a anióny kyslých zvyškov.

Napríklad:

K 2 CO 3 \u003d 2 K +1 + CO 3 2-

Klasifikácia:

Normálne soli... Ide o produkty úplného nahradenia atómov vodíka v molekule kyseliny nekovovými atómami alebo o produkty úplného nahradenia hydroxidových skupín v bázickej molekule zvyškami kyselín.

Kyselinové soli... Jedná sa o produkty neúplného nahradenia atómov vodíka v molekulách kyseliny polybazitej atómami kovov.

Zásadité soli.Jedná sa o produkty neúplnej substitúcie hydroxidových skupín v molekulách polykyselinových báz kyselinovými zvyškami.

Typy solí:

Podvojné soli - obsahujú dva rôzne katióny získané kryštalizáciou zo zmiešaného roztoku solí s rôznymi katiónmi, ale rovnakými aniónmi.

Zmiešané soli - obsahujú dva rôzne anióny.

Hydratované soli (kryštalické hydráty) - zahŕňajú molekuly kryštalizačnej vody.

Komplexné soli - obsahujú zložitý katión alebo komplexný anión.

Špeciálnu skupinu tvoria soli organických kyselín, ktorých vlastnosti sa významne líšia od vlastností minerálnych solí. Niektoré z nich možno pripísať osobitnej triede organických solí, takzvaným iónovým kvapalinám alebo inými slovami „kvapalným soliam“, organickým soliam s teplotou topenia pod 100 ° C.

Fyzikálne vlastnosti:

Väčšina solí sú biele tuhé látky. Niektoré soli sú zafarbené. Napríklad dvojchróman draselný oranžový, síran nikelnatý zelený.

Rozpustnosťou vo vode soli sa delia na vo vode rozpustné, slabo rozpustné vo vode a nerozpustné.

Chemické vlastnosti:

Rozpustné soli vo vodných roztokoch sa disociujú na ióny:

1. Stredné soli sa disociujú na katióny kovov a anióny kyslých zvyškov:

Kyselinové soli disociujú na katióny kovov a komplexné anióny:

KHSO 3 \u003d K + HSO 3

Základné kovy sa disociujú na zložité katióny a anióny kyslých zvyškov:

AlOH (CH3COO) 2 \u003d AlOH + 2CH3COO

2. Soli interagujú s kovmi za vzniku novej soli a nového kovu: Ja (1) + Soľ (1) \u003d Ja (2) + Soľ (2)

CuS04 + Fe \u003d FeS04 + Cu

3. Roztoky interagujú s alkáliami Soľný roztok + Alkalický roztok \u003d Nová soľ + Nová báza:

FeCl3 + 3KOH \u003d Fe (OH) 3 + 3KCl

4. Soli interagujú s kyselinami Soľ + Kyselina \u003d Soľ + Kyselina:

BaCl2 + H2S04 \u003d BaS04 + 2HCI

5. Soli môžu vzájomne pôsobiť Soľ (1) + Soľ (2) \u003d Soľ (3) + Soľ (4):

AgNO3 + KCl \u003d AgCl + KNO3

6. Zásadité soli interagujú s kyselinami Zásaditá soľ + kyselina \u003d stredná soľ + H20:

CuOHCl + HCl \u003d CuCl2 + H20

7. Kyselinové soli interagujú s alkáliami Kyselinová soľ + Alkálie \u003d Stredná soľ + H20:

NaHS03 + NaOH \u003d Na2S03 + H20

8. Mnoho solí sa pri zahrievaní rozkladá: MgCO 3 \u003d MgO + CO 2

Zástupcovia solí a ich význam:

Soli sa bežne používajú vo výrobe aj v každodenný život:

Soli kyseliny chlorovodíkovej. Z chloridov sa najčastejšie používa chlorid sodný a chlorid draselný.

Chlorid sodný (kuchynská soľ) sa izoluje z jazera a morská voda, a tiež sa ťaží v soľných baniach. Stolová soľ používa sa na jedlo. V priemysle sa chlorid sodný používa ako surovina na výrobu chlóru, hydroxidu sodného a sódy.

Chlorid draselný sa používa v poľnohospodárstve ako potašové hnojivo.

Soli kyseliny sírovej. V stavebníctve a v medicíne sa široko používa polovodná sadra, ktorá sa získava pražením hornín (dihydrát síranu vápenatého). Po zmiešaní s vodou rýchlo stuhne a vznikne dihydrát síranu vápenatého, teda sadra.

Ako surovina na výrobu sódy sa používa dekahydrát síranu sodného.

Soli kyseliny dusičnej. Dusičnany sa najčastejšie používajú ako hnojivá v poľnohospodárstve. Najdôležitejšie z nich sú dusičnan sodný, dusičnan draselný, dusičnan vápenatý a dusičnan amónny. Tieto soli sa bežne označujú ako dusičnany.

Z ortofosfátov je najdôležitejší ortofosforečnan vápenatý. Táto soľ slúži ako hlavná zložka minerálov - fosforitov a apatitov. Fosforitany a apatity sa používajú ako suroviny pri výrobe fosfátových hnojív, ako je superfosfát a zrazenina.

Soli kyseliny uhličitej. Uhličitan vápenatý sa používa ako surovina na výrobu vápna.

Uhličitan sodný (sóda) sa používa pri výrobe skla a mydla.
- Uhličitan vápenatý sa prirodzene vyskytuje vo forme vápenca, kriedy a mramoru.

Hmotný svet, v ktorom žijeme a ktorého sme nepatrnou časťou, je jeden a zároveň nekonečne rozmanitý. Jednota a rozmanitosť chemických látok tento svet sa najvýraznejšie prejavuje v genetickom vzťahu látok, čo sa odráža v takzvanej genetickej sérii.

Genetické nazývať spojenie medzi látkami rôznych triedna základe ich vzájomných premien.

Ak základ genetickej série nie je organická chémia sú látky tvorené jedným chemickým prvkom, potom základ genetickej série v organickej chémii (chémia uhlíkových zlúčenín) tvoria látky s rovnakým počtom atómov uhlíka v molekule.

Kontrola znalostí:

1. Uveďte definíciu solí, zásad, kyselín, ich charakteristík, hlavných charakteristických reakcií.

2. Prečo sa kyseliny a zásady spoja a vytvoria skupinu hydroxidov? Čo majú spoločné a v čom sa líšia? Prečo by sa do roztoku soli hliníka mali pridávať zásady, a nie naopak?

3. Úloha: Uveďte príklady reakčných rovníc ilustrujúcich všeobecné vlastnosti nerozpustných zásad.

4. Úloha: Určte oxidačný stav atómov kovových prvkov v uvedených vzorcoch. Aký vzorec je možné vysledovať medzi ich oxidačným stavom v oxide a báze?

DOMÁCA ÚLOHA:

Vypracovať: L2.p.162-172, prerozprávanie skriptá č. 5.

Zapíšte rovnice možných reakcií podľa schém, uveďte typy reakcií: a) HCl + CaO ...;
b) HCl + Al (OH) 3 ...;
c) Mg + HCl ...;
d) Hg + HCl ...

Rozdeľte látky do tried zlúčenín.Vzorce látok: H2S04, NaOH, CuCl2, Na2S04, CaO, SO3, H3P04, Fe (OH) 3, AgNO 3, Mg (OH) 2, HCl, ZnO, CO 2, Cu20, N02

Prednáška číslo 6.

Téma: Kovy... Poloha kovových prvkov v periodickej tabuľke. Hľadanie kovov v prírode. Kovy. Interakcia kovov s nekovmi (chlór, síra a kyslík).

Vybavenie: periodická sústava chemických prvkov, zber kovov, množstvo kovových činností.

Plán tematického štúdia

(zoznam otázok potrebných pre štúdium):

1. Postavenie prvkov - kovov v periodickej sústave, štruktúra ich atómov.

2. Kovy ako jednoduché látky. Kovová väzba, kovová krištáľová mriežka.

3. Všeobecné fyzikálne vlastnosti kovov.

4. Prevalencia kovových prvkov a ich zlúčenín v prírode.

5. Chemické vlastnosti kovových prvkov.

6. Koncepcia korózie.

Akákoľvek kyselina je komplexná látka, ktorej molekula obsahuje jeden alebo viac atómov vodíka a kyslý zvyšok.

Vzorec kyseliny sírovej je H2SO4. V dôsledku toho molekula kyseliny sírovej obsahuje dva atómy vodíka a kyslý zvyšok SO4.

Kyselina sírová vzniká pri interakcii oxidu siričitého s vodou

SO3 + H20 -\u003e H2SO4

Čistá 100% kyselina sírová (monohydrát) je ťažká kvapalina, viskózna ako olej, bezfarebná a bez zápachu, s kyslou „medenou“ chuťou. Už pri teplote +10 ° C tuhne a mení sa na kryštalickú hmotu.

Koncentrovaná kyselina sírová obsahuje približne 95% H2S04. A mrzne pri teplotách pod –20 ° С.

Interakcia s vodou

Kyselina sírová je vysoko rozpustná vo vode a mieša sa s ňou v akomkoľvek pomere. To generuje veľa tepla.

Kyselina sírová je schopná absorbovať vodnú paru zo vzduchu. Táto vlastnosť sa používa v priemysle na sušenie plynov. Plyny sa sušia prechodom cez špeciálne nádoby s kyselinou sírovou. Túto metódu je samozrejme možné použiť iba pre tie plyny, ktoré s ňou nereagujú.

Je známe, že keď kyselina sírová prichádza do styku s mnohými organická hmota, najmä sacharidy, sú tieto látky karbonizované. Faktom je, že sacharidy, podobne ako voda, obsahujú vodík aj kyslík. Kyselina sírová tieto prvky od nich odoberá. Uhlie zostáva.

Vo vodnom roztoku H2SO4 svietia indikátory lakmus a metyl oranžová červená, čo naznačuje, že tento roztok má kyslú chuť.

Interakcia s kovmi

Ako každá iná kyselina, aj kyselina sírová je schopná nahradiť atómy vodíka atómami kovu vo svojej molekule. Interaguje s takmer všetkými kovmi.

Zriedená kyselina sírová reaguje s kovmi ako bežná kyselina. Výsledkom reakcie je soľ s kyslým zvyškom S04 a vodíkom.

Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2

A koncentrovaná kyselina sírová je veľmi silné oxidačné činidlo. Oxiduje všetky kovy bez ohľadu na ich pozíciu v stresovej sérii. A keď reaguje s kovmi, redukuje sa na SO2. Neuvoľňuje sa vodík.

Сu + 2 H2SO4 (konc.) \u003d CuSO4 + SO2 + 2H20

Zn + 2 H2SO4 (konc.) \u003d ZnSO4 + SO2 + 2H20

Ale zlato, železo, hliník, kovy skupiny platiny v kyseline sírovej nie sú oxidované. Preto sa kyselina sírová transportuje v oceľových nádržiach.

Soli kyseliny sírovej, ktoré sa získavajú v dôsledku takýchto reakcií, sa nazývajú sulfáty. Sú bezfarebné a ľahko kryštalizujú. Niektoré z nich sa dobre rozpúšťajú vo vode. Iba CaSO4 a PbSO4 sú zle rozpustné. Takmer nerozpustný vo vode BaSO4.

Interakcia s bázami

Reakcia kyseliny s bázou sa nazýva neutralizačná reakcia. Výsledkom reakcie neutralizácie kyseliny sírovej je soľ obsahujúca kyslý zvyšok S04 a vodu H20.

Príklady neutralizačných reakcií s kyselinou sírovou:

H2SO4 + 2 NaOH \u003d Na2SO4 + 2 H20

H2SO4 + CaOH \u003d CaSO4 + 2 H2O

Kyselina sírová reaguje s neutralizáciou rozpustnými aj nerozpustnými zásadami.

Pretože molekula kyseliny sírovej má dva atómy vodíka a na jej neutralizáciu sú potrebné dve zásady, patrí k dikyselinám.

Interakcia so zásaditými oxidmi

Zo školského kurzu chémie vieme, že oxidy sa nazývajú komplexné látky, ktoré zahŕňajú dve chemický prvok, z ktorých jeden je kyslík v -2 oxidačnom stave. Hlavné oxidy sa nazývajú oxidy 1, 2 a asi 3 valenčných kovov. Príklady zásaditých oxidov: Li20, Na20, CuO, Ag20, MgO, CaO, FeO, NiO.

Pri zásaditých oxidoch vstupuje kyselina sírová do neutralizačnej reakcie. Výsledkom tejto reakcie, rovnako ako pri reakcii s bázami, je tvorba soli a vody. Soľ obsahuje kyslé zvyšky SO4.

CuO + H2SO4 \u003d CuSO4 + H20

6interakcie so soľami

Kyselina sírová interaguje so soľami slabších alebo prchavé kyseliny, vytesňujúc z nich tieto kyseliny. Výsledkom tejto reakcie bola soľ s kyslým zvyškom S04 a kyselinou

H2SO4 + BaCl2 \u003d BaSO4 + 2HCl

Použitie kyseliny sírovej a jej zlúčenín

Báriová kaša BaSO4 je schopná zachytávať röntgenové lúče. Rádiológovia ich vyplňujú dutými orgánmi ľudského tela a skúmajú ich.

V medicíne a stavebníctve sa široko používa prírodná sadra CaSO4 * 2H2O, kryštalický hydrát síranu vápenatého. Glauberova soľ Na2SO4 * 10H2O sa používa v medicíne a vo veterinárnom lekárstve, v chemickom priemysle - na výrobu sódy a skla. Síran meďnatý CuSO4 * 5H2O je známy záhradníkom a agronómom, ktorí ho používajú na boj proti škodcom a chorobám rastlín.

Kyselina sírová je široko používaná v rôznych priemyselných odvetviach: chemický, kovospracujúci, ropný, textilný, kožiarsky a ďalší.

Koncentrovaná kyselina, bezpečnosť práce.

KYSELINA SÍROVÁ. FYZIKÁLNE A CHEMICKÉ VLASTNOSTI.

Fyzikálne vlastnosti: Bezvodá kyselina sírová je bezfarebná olejovitá kvapalina, ktorá kryštalizuje pri 10,5 ° C. Mieša sa s vodou v akomkoľvek pomere. Po rozpustení vo vode veľké množstvo

teplo. Tak vznikajú hydráty kyseliny sírovej.

Pretože rozpustenie H2S04 vo vode je sprevádzané uvoľňovaním veľkého množstva tepla; túto operáciu je potrebné vykonávať veľmi opatrne. Aby sa zabránilo rozstrekovaniu zahriatej povrchovej vrstvy roztoku, nalejte do vody kyselinu sírovú.

Koncentrovaná kyselina sírová intenzívne absorbuje vlhkosť, a preto sa používa na sušenie plynov.

CHEMICKÉ VLASTNOSTI KYSELINY SÍROVEJ.

Je to dikyselina.

Štrukturálny vzorec:

Koncentrovaná kyselina sírová - energetický oxidant :

1. Pri zahrievaní oxiduje väčšinu kovov vrátane medi, striebra a ortuti. V závislosti na aktivite kovu môžu byť redukčné produkty: S °, S02, H2Sale častejšie skôr SO 2.

Napríklad: Pri interakcii s meďou a inými kovmi s nízkou aktivitou sa vytvára pri zahrievaní SO 2.

Cu + 2 H2S04 \u003d CuSO4 + SO2 + H20

Redukčné činidlo oxidačné činidlo

Cu 0 - 2ē - Cu +2 1 ok-i vos-l

SO 4 2- + 4H - + 2ē - SO 2 0 + 2H 2 O 1pr. vos-i ok

Za studena koncentrovaná kyselina sírová (nad 93%) neinteraguje s takými aktívnymi kovmi, ako je hliník, železo, chróm.

Tento jav sa vysvetľuje pasiváciou kovov. Táto vlastnosť kyseliny sírovej sa často používa na jej prepravu v železných nádobách.

2. Pri varení oxiduje nekovy, ako je síra, uhlík:

S + 2 H2S04 \u003d 3 SO2 +2 H20

C + 2 H2S04 \u003d C02 + 2 S02 + 2 H20

3. Odvodnenie (zuhoľnatenie).

VLASTNOSTI Zriedenej kyseliny sírovej.

1. Zmení farbu indikátora.

2. Interakcie s bázickými a amfotérnymi oxidmi:

Na 2 O + Н 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + Н 2 O

ZnO + H2S04 \u003d ZnS04 + H20

3. So zásadami (neutralizačná reakcia):

H2S04 + 2KON \u003d K2S04 + H20

3Н2S04 + 2Al (OH) 3 \u003d Al2 (SO4) 3 + 6Н20

4. So soľami:

H 2 SO 4 + Ba (NO 3) 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2 HNO 3

Závery:

1. Bezvodá kyselina sírová je bezfarebná olejovitá kvapalina, ktorá kryštalizuje pri 10,5 ° C. Zmieša sa s vodou v akomkoľvek pomere.

2.T.k. rozpustenie H2S04 vo vode je sprevádzané uvoľňovaním veľkého množstva tepla; túto operáciu je potrebné vykonávať veľmi opatrne. Aby sa zabránilo rozstrekovaniu zahriatej povrchovej vrstvy roztoku, nalejte do vody kyselinu sírovú.

3. Koncentrovaná kyselina sírová intenzívne absorbuje vlhkosť, a preto sa používa na sušenie plynov.

4. Kyselina sírová je dikyselina.

5. Koncentrovaná kyselina sírová - energetický oxidant .

· Pri zahrievaní oxiduje väčšinu kovov vrátane medi, striebra a ortuti. V závislosti na aktivite kovu môžu byť redukčné produkty: S °, S02, H2Sale častejšie skôr SO 2.

· Za studena koncentrovaná kyselina sírová (nad 93%) neinteraguje s takými aktívnymi kovmi, ako je hliník, železo, chróm.

· Pri varení oxiduje nekovy, ako je síra, uhlík.

· Odvodnenie (zuhoľnatenie).

6. VLASTNOSTI Zriedenej kyseliny sírovej.

· Zmení farbu indikátora.

Interakcie:

· S bázickými a amfotérnymi oxidmi.

· S bázami (neutralizačná reakcia).

· So soľami.

Sírany. Kvalitatívna reakcia pre síranový ión

Činidlom pre síranový ión je chlorid bárnatý.

Chlorid bárnatý BaCl2 zrazeniny zo zriedených roztokov síranu biely kryštalický, v žiadnom prípade nerozpustný síran bárnatý zrazenina:

BaCl2 + Na2S04 \u003d BaSO4 ↓ + 2 NaCl

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ↓

liekopisná reakcia.

Technika vykonania: na 2 kvapky roztoku síranu sodného Na2S04 pridá sa roztok chloridu bárnatého BaCl2 a pozorujú sa zrážky.

Závery:

1. Činidlom pre síranový ión je chlorid bárnatý.

2. Chlorid bárnatý BaCl2 Zrazeniny zo zriedených roztokov síranu tvoria biele kryštalické látky, v žiadnom prípade sa nerozpustia zrazeniny síranu bárnatého.

Kyselina sírová je anorganická, dvojsýtna, prchavá kyselina so strednou silou. Krehká zlúčenina známa iba vo vodných roztokoch v koncentrácii nie vyššej ako šesť percent. Pri pokuse o izoláciu čistej kyseliny sírovej sa rozkladá na oxid sírový (SO2) a vodu (H2O). Napríklad keď je vystavený pôsobeniu koncentrovanej kyseliny sírovej (H2SO4) na siričitane sodnom (Na2S03), namiesto kyseliny sírovej sa uvoľňuje oxid siričitý (SO2). Takto vyzerá daná reakcia:

Na2SO3 (siričitan sodný) + H2SO4 (kyselina sírová) \u003d Na2SO4 (síran sodný) + SO2 (oxid siričitý) + H2O (voda)

Roztok kyseliny sírovej

Pri jeho skladovaní je potrebné vylúčiť prístup vzduchu. V opačnom prípade sa kyselina sírová, ktorá pomaly absorbuje kyslík (O2), zmení na kyselinu sírovú.

2H2SO3 (kyselina sírová) + O2 (kyslík) \u003d 2H2SO4 (kyselina sírová)

Roztoky kyseliny sírovej majú pomerne špecifický zápach (pripomínajúci zápach, ktorý zostáva po zapálení zápalky), ktorého prítomnosť sa dá vysvetliť prítomnosťou oxidu siričitého (SO2), ktorý nie je chemicky viazaný vodou.

Chemické vlastnosti kyseliny sírovej

1.H2SO3) sa môže použiť ako redukčné alebo oxidačné činidlo.

H2SO3 je dobré redukčné činidlo. S jeho pomocou je možné získať halogénvodíky z voľných halogénov. Napríklad:

H2SO3 (kyselina sírová) + Cl2 (chlór, plyn) + H2O (voda) \u003d H2SO4 (kyselina sírová) + 2HCl (kyselina chlorovodíková)

Ale pri interakcii so silnými redukčnými činidlami bude táto kyselina pôsobiť ako oxidačné činidlo. Príkladom je reakcia kyseliny sírovej so sírovodíkom:

H2SO3 (kyselina sírová) + 2H2S (sírovodík) \u003d 3S (síra) + 3H2O (voda)

2. Zvážené nami chemická zlúčenina tvorí dva - siričitany (stredné) a hydrosulfity (kyslé). Tieto soli sú redukčné činidlá, ako je kyselina sírová (H2SO3). Pri ich oxidácii vznikajú soli kyseliny sírovej. Pri kalcinácii siričitanov aktívnych kovov sa tvoria sírany a sulfidy. Toto je samooxidačná-samoliečebná reakcia. Napríklad:

4Na2SO3 (siričitan sodný) \u003d Na2S + 3Na2SO4 (síran sodný)

Siričitany sodné a draselné (Na2SO3 a K2SO3) sa používajú na farbenie tkanín v textilnom priemysle, na bielenie kovov, ako aj na fotografovanie. Hydrosiričitan vápenatý (Ca (HSO3) 2), ktorý existuje iba v roztoku, sa používa na spracovanie dreveného materiálu na špeciálnu siričitanovú celulózu. Potom z neho vyrobia papier.

Použitie kyseliny sírovej

Kyselina sírová sa používa:

Na odfarbenie vlny, hodvábu, drevnej buničiny, papiera a iných podobných látok, ktoré nevydržia bielenie silnejšími oxidantmi (napr. Chlór);

Ako konzervačná látka a antiseptikum, napríklad na zabránenie fermentácii obilia po získaní škrobu alebo na zabránenie procesu fermentácie vo vínnych sudoch;

Na konzervovanie potravín, napríklad pri konzervovaní zeleniny a ovocia;

Pri spracovaní na siričitanovú celulózu, z ktorej sa potom získava papier. V tomto prípade sa použije roztok hydrogénsiričitanu vápenatého (Ca (HSO3) 2), ktorý rozpúšťa lignín, špeciálnu látku, ktorá viaže celulózové vlákna.

Kyselina sírová: získanie

Túto kyselinu je možné získať rozpustením oxidu siričitého (SO2) vo vode (H2O). Budete potrebovať koncentrovanú kyselinu sírovú (H2SO4), meď (Cu) a skúmavku. Algoritmus akcií:

1. Opatrne nalejte koncentrovanú kyselinu sírovú do skúmavky a potom tam vložte kúsok medi. Ohriať. Nastane nasledujúca reakcia:

Cu (meď) + 2H2SO4 (kyselina sírová) \u003d CuSO4 (síran sírový) + SO2 (oxid siričitý) + H2O (voda)

2. Prúd oxidu siričitého musí smerovať do skúmavky s vodou. Keď sa rozpustí, čiastočne sa vyskytuje vo vode, v dôsledku čoho vzniká kyselina sírová:

SO2 (oxid siričitý) + H2O (voda) \u003d H2SO3

Takže pri prechode oxidu siričitého cez vodu môžete získať kyselinu sírovú. Stojí za zváženie, že tento plyn dráždi membrány dýchacích ciest, môže spôsobiť zápal, ako aj stratu chuti do jedla. Pri dlhodobom vdychovaní je možná strata vedomia. S týmto plynom musí byť manipulované s maximálnou opatrnosťou a pozornosťou.

Molekula kyseliny sírovej má krížový tvar:

Fyzikálne vlastnosti kyselina sírová:

• hustá olejovitá kvapalina, bezfarebná a bez zápachu;
• hustota 1,83 g / cm3;
• teplota topenia 10,3 ° C;
• teplota varu 296,2 ° C;
• veľmi hygroskopický, miešateľný s vodou akýmkoľvek spôsobom;
• keď sa koncentrovaná kyselina sírová rozpustí vo vode, uvoľní sa veľké množstvo tepla ( DÔLEŽITÉ! Pridajte do vody kyselinu! K kyseline sa nedá pridať voda !!!)

Kyselina sírová je dvoch typov:

• zriedený H2S04 (zried) - vodný kyslý roztok, v ktorom percento H2S04 nepresahuje 70%;
• koncentrovaný H2S04 (konc.) - vodný roztok kyseliny, v ktorej percento H2S04 presahuje 70%;

Chemické vlastnosti H2S04

Kyselina sírová sa vo vodných roztokoch úplne disociuje v dvoch fázach:

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + SO 4 -

Zriedená kyselina sírová má všetky charakteristické vlastnosti silné kyselinyvstup do reakcií:

• s bázickými oxidmi: MgO + H2S04 \u003d MgS04 + H20
• s bázami: H2S04 + 2NaOH \u003d Na2S04 + 2H20
• so soľami: H 2SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl kvalitatívna reakcia na síranový ión: SO 4 2- + Ba 2+ \u003d BaSO 4 ↓

Výroba a použitie kyseliny sírovej

Kyselina sírová sa v priemysle vyrába dvoma spôsobmi: kontakt a dusný.

Kontaktná metóda získanie H 2 SO 4:

• V prvom stupni sa oxid siričitý získava spaľovaním pyritu: 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
• V druhom stupni sa oxid siričitý oxiduje vzdušným kyslíkom na anhydrid sírový. Reakcia prebieha v prítomnosti oxidu vanádnatého, ktorý zohráva úlohu katalyzátora: 2SO2 + 02 \u003d 2SO3
• V treťom poslednom stupni sa získa oleum, pretože tento anhydrid kyseliny sírovej sa rozpustí v koncentrovanej kyseline sírovej: H2S04 + nSO3 ↔ H2S04nSO3
• Neskôr sa oleum transportuje v železných nádržiach a kyselina sírová sa z oleumu získava zriedením s vodou: H 2 SO 4 nSO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Nitrous spôsobom získanie H 2 SO 4:

• V prvom stupni sa plynný oxid siričitý vyčistený od prachu spracuje s kyselinou sírovou, v ktorej sa rozpustí nitróza (oxid dusnatý): SO 2 + H 2 O + N 2 O 3 \u003d H 2 SO 4 + 2NO
• Uvoľnený oxid dusíka je oxidovaný kyslíkom a znovu absorbovaný kyselinou sírovou: 2NO + O 2 \u003d 2NO 2 NO 2 + NO \u003d N 2 O 3

Aplikácia kyseliny sírovej:

• na sušenie plynov;
• pri výrobe iných kyselín, solí, zásad, atď .;
• na získanie hnojív, farbív, čistiacich prostriedkov;
• v organickej syntéze;
• pri výrobe organických látok.

Soli kyseliny sírovej

Pretože kyselina sírová je dikyselina, poskytuje dva druhy solí: stredné soli (sírany) a kyslé soli (hydrosírany).

Sírany sa dobre rozpúšťajú vo vode, s výnimkou CaS04, PbSO4, BaS04 - prvé dva sú zle rozpustné a síran bárnatý je prakticky nerozpustný. Sírany, ktoré obsahujú vodu, sa nazývajú vitriol (síran meďnatý - CuSO 4 5H 2 O).

Charakteristickým znakom solí kyseliny sírovej je ich vzťah k zahrievaniu, napríklad sodík, draslík, síran bárnatý sú odolné voči zahrievaniu, nerozkladajú sa ani pri 1 000 ° C, súčasne sa sírany medi, hliníka, železa rozkladajú aj pri miernom zahriatí na oxid kov a anhydrid kyseliny sírovej: CuSO4 \u003d CuO + SO3.

Ako preháňadlo sa používajú horká (MgS04.7H20) a Glauberova (Na2S04.4H20) soľ. Síran vápenatý (CaSO 4 2H 2 O) - pri výrobe sadrových odliatkov.