Kyselina sírová a jej soli. Zlúčeniny síry (1U)

Oxid sírový (IV) je vysoko rozpustný vo vode (40 objemov SO2 sa rozpustí v 1 objeme vody pri 200 °C). V tomto prípade vzniká kyselina sírová, ktorá existuje iba vo vodnom roztoku:

SO2+ H2O = H2S03

Reakcia SO2 s vodou je reverzibilná. Vo vodnom roztoku sú oxid sírový (IV) a kyselina sírová v chemickej rovnováhe, ktorá sa môže vytesniť. Keď sa H2SO3 viaže s alkáliou (neutralizácia kyseliny), reakcia pokračuje smerom k tvorbe kyseliny sírovej; Keď sa odstráni SO2 (prefukovaním cez roztok dusíka alebo zahrievaním), reakcia pokračuje smerom k východiskovým materiálom. Roztok kyseliny sírovej vždy obsahuje oxid sírový (IV), ktorý mu dodáva štipľavý zápach.

Kyselina sírová má všetky vlastnosti kyselín. V roztoku sa H2SO3 disociuje postupne:

Н2SO3 H+ + HSO4 –

HSO3 -H++ SO3 2-

Ako dvojsýtna kyselina tvorí dve série solí – siričitany a hydrosulfity. Sulfity sa tvoria, keď je kyselina úplne neutralizovaná zásadou:

Н2SO3 + 2NаОН = NaHSО4+ 2Н2О

Hydrosulfity sa získavajú, keď je nedostatok alkálií (v porovnaní s množstvom potrebným na úplnú neutralizáciu kyseliny):

Н2SO3+NAОН = NaНSO3+ Н2О

Rovnako ako oxid sírový, kyselina sírová a jej soli sú silné redukčné činidlá. Súčasne sa zvyšuje stupeň oxidácie síry. H2SO3 sa teda ľahko oxiduje na kyselinu sírovú dokonca aj vzdušným kyslíkom:

2H2S03+02= 2H2S04

Preto roztoky kyseliny sírovej, ktoré boli dlho skladované, vždy obsahujú kyselinu sírovú.

Oxidácia kyseliny sírovej brómom a manganistanom draselným prebieha ešte jednoduchšie:

H2SO3+ Br2+ H2O = H2SO4 + 2HBr

5Н2S03+ 2КмnО4= 2Н2SO4+ 2МnSO4+ К2SO4+ 2Н2О

Oxid sírový (IV) a kyselina siričitá odfarbujú mnohé farbivá a vytvárajú s nimi bezfarebné zlúčeniny. Ten sa môže pri zahriatí alebo vystavení svetlu opäť rozložiť, čo má za následok obnovenie farby. Preto sa bieliaci účinok SO2 a H2SO4 líši od bieliaceho účinku chlóru. Typicky sa oxid sírový (IV) používa na bielenie vlny, hodvábu a slamy (tieto materiály sú zničené chlórovou vodou).

Významné uplatnenie nachádza roztok hydrosiričitanu vápenatého Ca(HSO3)2 (sulfitový lúh), ktorý sa používa na úpravu drevných vlákien a papieroviny.

Sírovodík a sulfidy

Sírovodík H2S je bezfarebný plyn s vôňou skazených vajec. Je vysoko rozpustný vo vode (pri 20 °C sa v 1 objeme vody rozpustí 2,5 objemu sírovodíka). Roztok sírovodíka vo vode sa nazýva sírovodíková voda alebo kyselina sírovodíková (vykazuje vlastnosti slabej kyseliny).

Sírovodík je veľmi jedovatý plyn, ktorý ovplyvňuje nervový systém. Preto je potrebné s ním pracovať v digestoroch alebo s hermeticky uzavretými zariadeniami. Prípustný obsah H2S v priemyselných priestoroch je 0,01 mg na 1 liter vzduchu.

Sírovodík sa prirodzene vyskytuje v sopečných plynoch a vo vodách niektorých minerálnych prameňov, napríklad Pjatigorsk; Matsesta. Vzniká pri rozklade organických látok s obsahom síry rôznych rastlinných a živočíšnych zvyškov. To vysvetľuje charakteristický nepríjemný zápach splaškov, žúmp a skládok odpadu.

Sírovodík možno vyrobiť priamou kombináciou síry s vodíkom pri zahrievaní:

Zvyčajne sa však pripravuje pôsobením zriedenej kyseliny chlorovodíkovej alebo sírovej na sulfid železitý:

2HCl + FeS = FeCl2+ H2S

Táto reakcia sa často uskutočňuje v Kippovom prístroji.

H2S je menej stabilná zlúčenina ako voda. Je to spôsobené veľkou veľkosťou atómu síry v porovnaní s atómom kyslíka. Preto je väzba H-0 kratšia a silnejšia ako väzba H-S. Pri silnom zahriatí sa sírovodík takmer úplne rozkladá na síru a vodík:

Plynný H2S horí na vzduchu modrým plameňom za vzniku oxidu sírového (IV) a vody:

2H2S+ 302= 2S02+ 2H20

Pri nedostatku kyslíka sa tvorí síra a voda:

2H2S+02= 2S+ 2H20

Táto reakcia sa používa na výrobu síry zo sírovodíka v priemyselnom meradle.

Sírovodík je pomerne silné redukčné činidlo. Táto jeho dôležitá chemická vlastnosť sa dá vysvetliť nasledovne. V roztoku H2S relatívne ľahko odovzdáva elektróny molekulám vzdušného kyslíka:

N2S - 2e- = S + 2H + 2

02 + 4e- = 202-1

V tomto prípade sa H2S oxiduje vzdušným kyslíkom na síru, čím sa sírovodíková voda zakalí. Celková reakčná rovnica:

2H2S + 02 = 2S + 2H20

To vysvetľuje aj fakt, že sírovodík sa v prírode pri rozpade organických látok nehromadí vo veľmi veľkom množstve – vzdušný kyslík ho oxiduje na voľnú síru.

Sírovodík prudko reaguje s roztokmi halogénov. Napríklad:

H2S + I2 = 2HI + S

Uvoľňuje sa síra a roztok jódu sa zafarbí.

Kyselina sírovodík, ako dvojsýtna kyselina, tvorí dva rady solí – stredné (sulfidy) a kyslé (hydrosulfidy). Napríklad Na2S je sulfid sodný, NaHS je hydrosulfid sodný. Hydrosulfidy sú takmer všetky vysoko rozpustné vo vode. Sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín sú tiež rozpustné vo vode, zatiaľ čo iné kovy sú prakticky nerozpustné alebo mierne rozpustné; niektoré z nich sa nerozpúšťajú v zriedených kyselinách. Preto sa takéto sulfidy dajú ľahko získať prechodom sírovodíka cez soli zodpovedajúceho kovu, napríklad:

CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4

Niektoré sulfidy majú charakteristickú farbu: CuS a РbS - čierna, CdS - žltá, ZnS - biela, MnS - ružová, SnS - hnedá, Sb2S3 - oranžová atď. Kvalitatívna analýza katiónov je založená na rozdielnej rozpustnosti sulfidov a rozdielnej farby mnohých z nich.

VSTUPENKA č. 39

Kyselina sírová. Potvrdenie. Fyzikálne a chemické vlastnosti. Význam kyseliny sírovej.

Kyselina sírová H2SO4 je silná dvojsýtna kyselina zodpovedajúca najvyššiemu oxidačnému stavu síry (+6). Za normálnych podmienok je koncentrovaná kyselina sírová ťažká, olejovitá kvapalina, bez farby a zápachu, s kyslou „medenou“ chuťou. V technológii je kyselina sírová zmesou vody a anhydridu kyseliny sírovej SO3. Ak molárny pomer SO3:H2O< 1, то это водный раствор серной кислоты, если >1 - roztok SO3 v kyseline sírovej (oleum).

Kyselina sírová je schopná reagovať s kyslíkom. Takto vzniká kyselina sírová. Táto reakcia trvá veľmi dlho a je možná len pri porušení pravidiel skladovania. Kyselina sírová má oxidačné aj redukčné vlastnosti. Môže sa použiť na výrobu halogénových kyselín. Vodný roztok reaguje s chlórom za vzniku kyseliny chlorovodíkovej a sírovej.

Pri reakcii so silnými redukčnými činidlami hrá kyselina sírová úlohu oxidačného činidla. Jednou z takýchto látok je sírovodík, plyn s veľmi nepríjemným zápachom. Interakciou s vodným roztokom kyseliny sírovej tvorí síru a vodu. Soli kyseliny sírovej majú tiež redukčné vlastnosti. Delia sa na siričitany a hydrosulfity. Oxidačné reakcie týchto solí produkujú kyselinu sírovú.

Príprava kyseliny sírovej

Kyselina sírová vzniká len interakciou oxidu siričitého a vody. Musíte získať oxid siričitý. To sa dá dosiahnuť pomocou medi a kyseliny sírovej. Opatrne nalejte koncentrovanú kyselinu sírovú do skúmavky a kvapnite do nej kúsok medi. Skúmavku zohrejte pomocou alkoholovej lampy.

V dôsledku zahrievania vzniká síran meďnatý (síran meďnatý), voda a oxid siričitý, ktoré je potrebné priviesť do banky s čistou vodou pomocou špeciálnej trubice. Týmto spôsobom je možné získať kyselinu sírovú.

Pamätajte, že oxid siričitý je pre ľudí škodlivý. Spôsobuje poškodenie dýchacích ciest, stratu chuti do jedla a bolesti hlavy. Dlhodobé vdychovanie môže spôsobiť mdloby. Pri práci s ním je potrebná opatrnosť.

Aplikácia kyseliny sírovej

Kyselina sírová má antiseptické vlastnosti. Používa sa na povrchovú dezinfekciu a fermentáciu obilia. Môže sa použiť na rozklad určitých látok, ktoré sa pri interakcii so silnými oxidačnými činidlami (napríklad chlórom) rozložia. Medzi takéto látky patrí vlna, hodváb, papier a niektoré ďalšie. Jeho antibakteriálne vlastnosti sa využívajú na zabránenie kvaseniu vína. Ušľachtilý nápoj sa tak môže skladovať veľmi dlho, pričom získa ušľachtilú chuť a jedinečnú vôňu.

Kyselina sírová sa používa pri výrobe papiera. Pridávanie tejto kyseliny je súčasťou technológie výroby sulfitovej celulózy. Potom sa spracuje roztokom hydrosiričitanu vápenatého, aby sa vlákna spojili.

Dátum zverejnenia 1.7.2013 16:35

Kyselina sírová je anorganická dvojsýtna nestabilná kyselina strednej sily. Nestabilná zlúčenina, známa len 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 koncentrovaná kyselina sírová (H2SO4) reaguje so siričitanom sodným (Na2SO3), namiesto kyseliny sírovej sa uvoľňuje oxid sírový (SO2). Reakcia vyzerá takto:

Na2SO3 (siričitan sodný) + H2SO4 (kyselina sírová) = 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, pomaly absorbujúca kyslík (O2), zmení na kyselinu sírovú.

2H2SO3 (kyselina sírová) + O2 (kyslík) = 2H2SO4 (kyselina sírová)

Roztoky kyseliny sírovej majú dosť špecifický zápach (pripomínajúci zápach zostávajúci po zapálení zápalky), ktorého prítomnosť možno vysvetliť prítomnosťou oxidu sírového (SO2), ktorý nie je chemicky viazaný s vodou.

Chemické vlastnosti kyseliny sírovej

1. Kyselina sírová (vzorec H2SO3) sa môže použiť ako redukčné činidlo alebo oxidačné činidlo.

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

H2SO3 (kyselina sírová) + Cl2 (chlór, plyn) + H2O (voda) = 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) = 3S (síra) + 3H2O (voda)

2. Chemická zlúčenina, o ktorej uvažujeme, tvorí dva typy solí - siričitany (stredné) a hydrosulfity (kyslé). Tieto soli sú redukčné činidlá, rovnako ako kyselina sírová (H2SO3). Pri ich oxidácii vznikajú soli kyseliny sírovej. Pri kalcinácii siričitanov aktívnych kovov vznikajú sírany a sulfidy. Ide o samooxidačno-samoliečebnú reakciu. Napríklad:

4Na2SO3 (siričitan sodný) = Na2S (sulfid sodný) + 3Na2SO4 (síran sodný)

Siričitany sodné a draselné (Na2SO3 a K2SO3) sa používajú pri farbení látok v textilnom priemysle, pri bielení kovov a vo fotografii. Hydrosulfit vápenatý (Ca(HSO3)2), ktorý existuje iba v roztoku, sa používa na spracovanie dreveného materiálu na špeciálnu sulfitovú buničinu. Potom sa používa na výrobu papiera.

Aplikácia kyseliny sírovej

Kyselina sírová sa používa:

– na bielenie vlny, hodvábu, drevnej buničiny, papiera a iných podobných látok, ktoré neznesú bielenie silnejšími oxidačnými činidlami (napríklad chlórom);

– ako konzervačná látka a antiseptikum, napríklad na zabránenie kvaseniu obilia pri výrobe škrobu alebo na zabránenie procesu kvasenia vo vínnych sudoch;

– na konzervovanie potravín, napríklad pri konzervovaní zeleniny a ovocia;

– pri spracovaní drevnej štiepky na sulfitovú celulózu, z ktorej sa potom vyrába papier. V tomto prípade sa používa roztok hydrosulfitu vápenatého (Ca(HSO3)2), ktorý rozpúšťa lignín, špeciálnu látku viažucu celulózové vlákna.

Kyselina sírová: príprava

Táto kyselina môže byť vyrobená 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 do nej vložte kúsok medi. Ohriať. Nastáva nasledujúca reakcia:

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

2. Prúd oxidu siričitého musí byť nasmerovaný do skúmavky s vodou. Keď sa rozpustí, čiastočne dôjde k chemickej reakcii s vodou, čo vedie k tvorbe kyseliny sírovej:

SO2 (oxid siričitý) + H2O (voda) = H2SO3

Takže prechodom oxidu siričitého cez vodu môžete získať kyselinu sírovú. Stojí za zváženie, že tento plyn má dráždivý účinok na membrány dýchacích ciest, môže spôsobiť zápal, ako aj stratu chuti do jedla. Dlhodobé vdychovanie môže spôsobiť stratu vedomia. S týmto plynom sa musí zaobchádzať mimoriadne opatrne a opatrne.

V redoxných procesoch môže byť oxid siričitý oxidačným aj redukčným činidlom, pretože atóm v tejto zlúčenine má stredný oxidačný stav +4.

Ako SO 2 reaguje so silnejšími redukčnými činidlami, ako sú:

S02 + 2H2S = 3S↓ + 2H20

Ako reaguje redukčné činidlo SO 2 so silnejšími oxidačnými činidlami, napríklad v prítomnosti katalyzátora, s atď.:

2SO2 + O2 = 2S03

S02 + Cl2 + 2H20 = H2S03 + 2HCl

Potvrdenie

1) Oxid siričitý vzniká pri horení síry:

2) V priemysle sa získava pražením pyritu:

3) V laboratóriu možno získať oxid siričitý:

Cu + 2H2S04 = CuS04 + S02 + 2H20

Aplikácia

Oxid siričitý sa široko používa v textilnom priemysle na bielenie rôznych výrobkov. Okrem toho sa používa v poľnohospodárstve na ničenie škodlivých mikroorganizmov v skleníkoch a pivniciach. Na výrobu kyseliny sírovej sa používa veľké množstvo SO 2 .

oxid sírový (VI) – SO 3 (anhydrid kyseliny sírovej)

Anhydrid kyseliny sírovej SO 3 je bezfarebná kvapalina, ktorá pri teplotách pod 17 o C prechádza do bielej kryštalickej hmoty. Veľmi dobre absorbuje vlhkosť (hygroskopická).

Chemické vlastnosti

Acidobázické vlastnosti

Ako reaguje typický kyslý oxid, anhydrid kyseliny sírovej:

SO3 + CaO = CaS04

c) s vodou:

S03 + H20 = H2S04

Zvláštnou vlastnosťou SO 3 je jeho schopnosť dobre sa rozpúšťať v kyseline sírovej. Roztok SO 3 v kyseline sírovej sa nazýva oleum.

Tvorba olea: H2SO4+ n SO3 = H2S04∙ n TAK 3

Redoxné vlastnosti

Oxid sírový (VI) sa vyznačuje silnými oxidačnými vlastnosťami (zvyčajne redukovaný na SO 2):

3S03 + H2S = 4S02 + H20

Príjem a použitie

Anhydrid kyseliny sírovej vzniká oxidáciou oxidu siričitého:

2SO2 + O2 = 2S03

Vo svojej čistej forme nemá anhydrid kyseliny sírovej žiadny praktický význam. Získava sa ako medziprodukt pri výrobe kyseliny sírovej.

H2SO4

Zmienka o kyseline sírovej sa prvýkrát objavila medzi arabskými a európskymi alchymistami. Získal sa kalcináciou síranu železnatého (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) na vzduchu: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 alebo zmesi s: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 a uvoľnené pary anhydridu kyseliny sírovej kondenzovali. Absorbovali vlhkosť a zmenili sa na oleum. V závislosti od spôsobu prípravy sa H 2 SO 4 nazýval vitriolový olej alebo sírový olej. V roku 1595 alchymista Andreas Liebavius ​​​​stanovil identitu oboch látok.

Po dlhú dobu sa vitriolový olej veľmi nepoužíval. Záujem o ňu výrazne vzrástol po 18. storočí. Bol objavený proces získavania indigokarmínu, stabilného modrého farbiva, z indiga. Prvá továreň na výrobu kyseliny sírovej bola založená neďaleko Londýna v roku 1736. Proces prebiehal v olovených komorách, na dno ktorých sa nalievala voda. V hornej časti komory sa spálila roztavená zmes ledku a síry, potom sa do nej zaviedol vzduch. Postup sa opakoval, kým sa na dne nádoby nevytvorila kyselina požadovanej koncentrácie.

V 19. storočí metóda sa zlepšila: namiesto ledku začali používať kyselinu dusičnú (tá dáva, keď sa rozkladá v komore). Na návrat nitróznych plynov do systému boli skonštruované špeciálne veže, ktoré dali celému procesu názov – vežový proces. Továrne fungujúce pomocou vežovej metódy existujú dodnes.

Kyselina sírová je ťažká olejovitá kvapalina, bezfarebná a bez zápachu, hygroskopická; dobre sa rozpúšťa vo vode. Pri rozpustení koncentrovanej kyseliny sírovej vo vode sa uvoľňuje veľké množstvo tepla, preto ju treba opatrne naliať do vody (a nie naopak!) a roztok premiešať.

Roztok kyseliny sírovej vo vode s obsahom H 2 SO 4 menším ako 70 % sa zvyčajne nazýva zriedená kyselina sírová a roztok nad 70 % je koncentrovaná kyselina sírová.

Chemické vlastnosti

Acidobázické vlastnosti

Zriedená kyselina sírová vykazuje všetky charakteristické vlastnosti silných kyselín. Ona reaguje:

H2S04 + NaOH = Na2S04 + 2H20

H2S04 + BaCl2 = BaS04↓ + 2HCl

Proces interakcie iónov Ba 2+ so síranovými iónmi SO 4 2+ vedie k tvorbe bielej nerozpustnej zrazeniny BaSO 4. Toto kvalitatívna reakcia na síranový ión.

Redoxné vlastnosti

V zriedenej H 2 SO 4 sú oxidačnými činidlami ióny H + a v koncentrovanej H 2 SO 4 sú oxidačnými činidlami S0 4 2+ síranové ióny. Ióny SO 4 2+ sú silnejšie oxidačné činidlá ako ióny H + (pozri diagram).

IN zriedená kyselina sírová kovy, ktoré sú v elektrochemickom napäťovom rade, sú rozpustené na vodík. V tomto prípade sa tvoria sírany kovov a uvoľňujú sa:

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2

Kovy, ktoré sa nachádzajú za vodíkom v elektrochemickej sérii napätia, nereagujú so zriedenou kyselinou sírovou:

Cu + H2S04 ≠

Koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo, najmä pri zahrievaní. Oxiduje mnohé a niektoré organické látky.

Pri interakcii koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi, ktoré sa nachádzajú za vodíkom v elektrochemickej sérii napätia (Cu, Ag, Hg), vznikajú sírany kovov, ako aj redukčný produkt kyseliny sírovej - SO 2 .

Pri aktívnejších kovoch (Zn, Al, Mg) možno koncentrovanú kyselinu sírovú redukovať na voľnú kyselinu sírovú. Napríklad, keď kyselina sírová reaguje s, v závislosti od koncentrácie kyseliny, môžu súčasne vytvárať rôzne redukčné produkty kyseliny sírovej - SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H2S04 = ZnS04 + S02 + 2H20

3Zn + 4H2S04 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H20

4Zn + 5H2S04 = 4ZnSO4 + H2S + 4H20

Koncentrovaná kyselina sírová v chlade pasivuje napríklad niektoré kovy, a preto sa prepravuje v železných cisternách:

Fe + H2S04 ≠

Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje niektoré nekovy (a pod.), pričom sa redukuje na oxid sírový (IV) SO 2:

S + 2H2S04 = 3S02 + 2H20

C + 2H2S04 = 2S02 + C02 + 2H20

Príjem a použitie

V priemysle sa kyselina sírová vyrába kontaktným spôsobom. Proces získavania prebieha v troch fázach:

1. Získanie SO 2 pražením pyritu:

4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8SO2

1. Oxidácia SO 2 na SO 3 v prítomnosti katalyzátora – oxidu vanadičného (V):

2SO2 + O2 = 2S03

1. Rozpustenie SO 3 v kyseline sírovej:

H2SO4+ n SO3 = H2S04∙ n TAK 3

Výsledné oleum sa prepravuje v železných nádržiach. Kyselina sírová požadovanej koncentrácie sa získava z olea jej pridaním do vody. Dá sa to vyjadriť pomocou diagramu:

H2SO4∙ n S03 + H20 = H2S04

Kyselina sírová nachádza rozmanité uplatnenie v rôznych oblastiach národného hospodárstva. Používa sa na sušenie plynov, pri výrobe iných kyselín, na výrobu hnojív, rôznych farbív a liečiv.

Soli kyseliny sírovej

Väčšina síranov je vysoko rozpustná vo vode (CaSO 4 je málo rozpustný, PbSO 4 je ešte menej rozpustný a BaSO 4 je prakticky nerozpustný). Niektoré sírany obsahujúce kryštalizačnú vodu sa nazývajú vitrioly:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O síran meďnatý

FeSO 4 ∙ 7H 2 O síran železitý

Soli kyseliny sírovej má každý. Ich vzťah k teplu je zvláštny.

Sírany aktívnych kovov (,) sa nerozkladajú ani pri 1000 o C, zatiaľ čo iné (Cu, Al, Fe) sa pri miernom zahriatí rozkladajú na oxid kovu a SO 3:

CuS04 = CuO + S03

Stiahnuť ▼:

Stiahnite si bezplatný abstrakt na tému: „Výroba kyseliny sírovej kontaktnou metódou“

Môžete si stiahnuť abstrakty na iné témy

*na zázname je fotografia síranu meďnatého

Kyselina sírová H 2 SO 4 patrí medzi silné dvojsýtne kyseliny. V zriedenom stave oxiduje takmer všetky kovy okrem zlata a platiny. Intenzívne reaguje s nekovmi a organickými látkami, pričom niektoré z nich premieňa na uhlie. Pri príprave roztoku kyseliny sírovej by ste ju mali vždy pridávať do vody a nie naopak, aby ste zabránili ošpliechaniu kyseliny a varu vody. Pri 10 °C tvrdne a vytvára priehľadnú sklovitú hmotu. Pri zahrievaní 100% kyselina sírová ľahko stráca anhydrid kyseliny sírovej (oxid sírový SO3), kým jeho koncentrácia nedosiahne 98%. Práve v tomto stave sa bežne používa v laboratóriách. V koncentrovanom (bezvodom) stave je kyselina sírová bezfarebná, na vzduchu dymiaca (v dôsledku výparov), olejovitá kvapalina s charakteristickým zápachom (bod varu = 338 °C). Je to veľmi silné oxidačné činidlo. Táto látka má všetky vlastnosti kyselín:

Chemické vlastnosti kyseliny sírovej

H2S04 + Fe -> FeSO4 + H2;

2H 2 SO 4 + Cu → CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O - v tomto prípade je kyselina koncentrovaná.

H2SO4 + CuO → CuSO4 + H20

Výsledný modrý roztok je CuSO 4 - roztok síranu meďnatého. Kyselina sírová sa tiež nazýva vitriolový olej, keďže reakciami s kovmi a ich oxidmi vzniká vitriol. Napríklad pri chemickej reakcii so železom (Fe) vzniká svetlozelený roztok síranu železnatého.

Chemická reakcia so zásadami a zásadami (alebo neutralizačná reakcia)

H2S04 + 2NaOH -> Na2S04 + 2H20

Kyselina sírová(alebo správnejšie, roztok oxidu siričitého vo vode) tvorí dva typy solí: siričitany A hydrosulfity. Tieto soli sú redukčné činidlá.

H 2 SO 4 + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O - táto reakcia prebieha v nadbytku kyselina sírová

H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 3 + 2H 2 O - a táto reakcia prebieha s nadbytkom hydroxidu sodného

Kyselina sírová má bieliaci účinok. Každý vie, že chlórová voda má podobný účinok. Rozdiel je ale v tom, že na rozdiel od chlóru oxid siričitý farbivá neničí, ale tvorí s nimi nezafarbené chemické zlúčeniny!

Okrem hlavného vlastnosti kyselín kyselina sírová je schopný odfarbiť roztok manganistanu draselného podľa nasledujúcej rovnice:

5H 2 SO 3 + 2 KMnO 4 → 2 H 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Táto reakcia vytvára svetloružový roztok pozostávajúci zo síranov draslíka a mangánu. Farba je spôsobená síranom mangánom.

Kyselina sírová môže odfarbovať bróm

H2S03 + Br2 + H20 -> H2S04 + 2HBr

Touto reakciou vzniká roztok pozostávajúci z dvoch silných kyselín: sírovej a brómovej.

Ak sa kyselina sírová skladuje v prítomnosti vzduchu, tento roztok oxiduje a mení sa na kyselinu sírovú

2H2S03 + 02 -> 2H2S02