Właściwości chemiczne kwasu siarkowego to:
1. Interakcja z metalami:
Rozcieńczony kwas rozpuszcza tylko te metale, które znajdują się na lewo od wodoru w szeregu napięcia, na przykład H 2 +1 SO 4 + Zn 0 = H 2 O + Zn +2 SO 4;
Właściwości utleniające kwasu siarkowego są doskonałe. Podczas interakcji z różnymi metalami (z wyjątkiem Pt, Au) można go zredukować do H 2 S -2, S +4 O 2 lub S 0, na przykład:
2H 2 +6 SO 4 + 2Ag 0 = S +4 O 2 + Ag 2 +1 SO 4 + 2H 2 O;
5H 2 +6 SO 4 +8 Na 0 = H 2 S -2 + 4 Na 2 +1 SO 4 + 4H 2 O;
2. Stężony kwas H 2 S +6 O 4 reaguje również (po podgrzaniu) z niektórymi niemetalami, zamieniając się w związki siarki o niższym stopniu utlenienia, na przykład:
2H 2 S +6 O 4 + C 0 = 2S +4 O 2 + C +4 O 2 + 2H 2 O;
2H 2 S +6 O 4 + S 0 = 3S +4 O 2 + 2H 2 O;
5H 2 S +6 O 4 + 2P 0 = 2H 3 P +5 O 4 + 5S +4 O 2 + 2H 2 O;
3. Z tlenkami zasadowymi:
H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O;
4. Z wodorotlenkami:
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O;
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;
5. Interakcja z solami podczas reakcji metabolicznych:
H2SO4 + BaCl2 = 2HCl + BaSO4;
Do oznaczenia tego kwasu i rozpuszczalnych siarczanów wykorzystuje się powstawanie BaSO 4 (biały osad nierozpuszczalny w kwasach).
Pogląd, że atom pierwiastka ma zdolność „nasycania”, wyraził w 1853 r. E. Frankland, rozważając budowę związków metaloorganicznych. Rozwijając tę ideę, w 1854 roku Kekule po raz pierwszy wyraził ideę „bibasowości”, czyli „dwuatomowości” (później zaczął używać określenia „wartościowość”) siarki i tlenu, a w 1857 roku podzielił wszystkie pierwiastki na jeden-, dwu- i trójzasadowy; Kekule (jednocześnie z niemieckim chemikiem G. Kolbe) zidentyfikował węgiel jako pierwiastek tetraatomowy. W 1858 roku Kekule (w tym samym czasie co szkocki chemik A. Cooper) zwrócił uwagę na zdolność atomów węgla do tworzenia łańcuchów, gdy ich „jednostki powinowactwa” są nasycone. Ta mechaniczna doktryna łączenia atomów w łańcuch w celu utworzenia cząsteczek stała się podstawą teorii struktury chemicznej.
W 1865 roku Kekule zasugerował, że cząsteczka benzenu ma kształt foremnego sześciokąta utworzonego przez sześć atomów węgla, z którymi jest związanych sześć atomów wodoru. Łącząc ideę powstawania łańcuchów z doktryną o istnieniu wiązań wielokrotnych, wpadł na pomysł naprzemiennego wiązania pojedynczego i podwójnego w pierścieniu benzenowym (podobne wzory strukturalne zaproponował niedługo wcześniej I. Loschmidt) . Mimo że teoria ta od razu spotkała się z zastrzeżeniami, szybko zakorzeniła się w nauce i praktyce.
Koncepcja Kekule otworzyła drogę do ustalenia struktury wielu związków cyklicznych (aromatycznych). Aby wyjaśnić niezdolność benzenu do dodawania halogenowodorów, Kekulé w 1872 r. wysunął hipotezę oscylacyjną, zgodnie z którą wiązania pojedyncze i podwójne w benzenie stale zmieniają miejsca. W 1867 roku Kekule opublikował artykuł na temat przestrzennego rozmieszczenia atomów w cząsteczce, w którym wskazał, że wiązania atomu węgla nie mogą znajdować się w tej samej płaszczyźnie.
Kekule był przez kilka lat prezesem Niemieckiego Towarzystwa Chemicznego. Był jednym z organizatorów Międzynarodowego Kongresu Chemików w Karlsruhe (1860). Działalność pedagogiczna Kekule była bardzo owocna. Jest autorem cieszącego się dużym uznaniem Podręcznika chemii organicznej (1859-1861). Wielu uczniów Kekule zostało wybitnymi chemikami; Wśród nich można szczególnie wyróżnić L. Meyera, J. Van't Hoffa, A. Bayera i E. Fischera.
BUTLEROW, Aleksander Michajłowicz
Rosyjski chemik Aleksander Michajłowicz Butlerow urodził się w Czystopolu w prowincji Kazań w rodzinie właściciela ziemskiego, emerytowanego oficera. Butlerov, który wcześnie stracił matkę, wychowywał się w jednej z prywatnych szkół z internatem w Kazaniu, a następnie uczył się w kazańskim gimnazjum. W wieku szesnastu lat wstąpił na wydział fizyki i matematyki Uniwersytetu w Kazaniu, który w tym czasie był ośrodkiem badań nauk przyrodniczych w Rosji.
W pierwszych latach życia studenckiego Butlerov interesował się botaniką i zoologią, później jednak pod wpływem wykładów K. K. Klausa i N. N. Zina zainteresował się chemią i postanowił poświęcić się tej nauce. W 1849 r. Butlerow ukończył uniwersytet i za namową Klausa został zatrudniony na wydziale jako nauczyciel. W 1851 r. obronił pracę magisterską „O utlenianiu związków organicznych”, a w 1854 r. rozprawę doktorską „O olejkach eterycznych”. W 1854 r. Butlerow został nadzwyczajny, a w 1857 r. – profesorem zwyczajnym chemii na Uniwersytecie Kazańskim.
Podczas podróży zagranicznej w latach 1857-1858. Butlerov spotkał się z wieloma czołowymi chemikami w Europie i brał udział w spotkaniach nowo zorganizowanego Paryskiego Towarzystwa Chemicznego. W laboratorium S. A. Wurtza Butlerov rozpoczął serię badań eksperymentalnych, które posłużyły za podstawę teorii struktury chemicznej. Jego główne postanowienia sformułował w raporcie „O chemicznej strukturze materii”, odczytanym na Kongresie Niemieckich Przyrodników i Lekarzy w Speyer (wrzesień 1861).
Podstawy tej teorii sformułowane są w następujący sposób: 1) „Zakładając, że każdy atom chemiczny charakteryzuje się jedynie pewną i ograniczoną ilością siły chemicznej (powinowactwa), z jaką bierze udział w tworzeniu ciała, nazwałbym to chemicznym wiązanie, czyli sposób wzajemnego łączenia, budowa chemiczna atomów w złożonym ciele”; 2) „...o naturze chemicznej cząstki złożonej decyduje charakter jej elementarnych części składowych, ich ilość i struktura chemiczna.”
Wszystkie pozostałe postanowienia klasycznej teorii budowy chemicznej są bezpośrednio lub pośrednio powiązane z tymi postulatami. Butlerov wyznacza ścieżkę określania struktury chemicznej i formułuje zasady, którymi można się w tym przypadku kierować. Preferuje reakcje syntetyczne prowadzone w warunkach, w których biorące w nich udział rodniki zachowują swoją strukturę chemiczną.
Pozostawiając otwartą kwestię preferowanej formy wzorów budowy chemicznej Butlerov mówił o ich znaczeniu: „... kiedy znane będą ogólne prawa zależności właściwości chemicznych ciał od ich budowy chemicznej, wówczas taki wzór będzie wyrazem wszystkich tych właściwości.” Jednocześnie Butlerov był przekonany, że wzory strukturalne nie mogą być po prostu konwencjonalnym obrazem cząsteczek, ale muszą odzwierciedlać ich rzeczywistą strukturę. Podkreślił, że każda cząsteczka ma bardzo specyficzną strukturę i nie może łączyć kilku takich struktur.
Ogromne znaczenie dla rozwoju teorii budowy chemicznej miało jej eksperymentalne potwierdzenie w pracach zarówno samego Butlerowa, jak i jego szkoły. Butlerov przewidział, a następnie udowodnił istnienie izomerii pozycyjnej i szkieletowej. Otrzymawszy trzeciorzędowy alkohol butylowy, rozszyfrował jego budowę i udowodnił (wraz ze swoimi uczniami) obecność izomerów. W 1864 roku Butlerov przewidział istnienie dwóch butanów i trzech pentanów, a później izobutylenu.
Zasugerował również istnienie czterech kwasów walerianowych; strukturę pierwszych trzech określił w 1871 r. E. Erlenmeyer, a czwartą uzyskał sam Butlerow w 1872 r. Aby szerzyć idee teorii struktury chemicznej przez całą chemię organiczną, Butlerov opublikował w latach 1864–1866. w Kazaniu, książka „Wprowadzenie do pełnych badań chemii organicznej”, wyd. 2. który ukazał się już w latach 1867-1868. po niemiecku.
W 1868 r. z rekomendacji D.I. Mendelejewa Butlerow został wybrany profesorem zwyczajnym na Uniwersytecie w Petersburgu, gdzie pracował do końca życia. W 1870 r. został nadzwyczajnym, a w 1874 r. zwyczajnym akademikiem petersburskiej Akademii Nauk. W latach 1878–1882 był prezesem i przewodniczącym Wydziału Chemii Rosyjskiego Towarzystwa Fizyko-Chemicznego.
Kariera pedagogiczna Butlerowa trwała 35 lat i odbywała się w trzech szkołach wyższych: na uniwersytetach w Kazaniu, Petersburgu i na Wyższych Kursach Żeńskich (brał udział w ich organizacji w 1878 r.). Wielu jego uczniów pracowało pod przewodnictwem Butlerowa, wśród których można wymienić V.V. Markownikowa, F. M. Flavitsky, A. M. Zaitsev (w Kazaniu), A. E. Favorsky, I. L. Kondakov (w St. Petersburgu). Butlerov został założycielem słynnej kazańskiej („Butlerov”) szkoły chemików organicznych. Butlerov wygłosił także wiele popularnych wykładów, głównie na tematy chemiczne i techniczne.
Oprócz chemii Butlerov wiele uwagi poświęcił praktycznym zagadnieniom rolnictwa, ogrodnictwa, pszczelarstwa, a później także uprawy herbaty na Kaukazie. Od końca lat 60. XIX w. Butlerov aktywnie interesował się spirytualizmem i mediumizmem, któremu poświęcił kilka artykułów; Ta pasja Butlerowa i jego próby nadania spirytualizmowi podstaw naukowych stały się powodem jego polemiki z Mendelejewem. Butlerov zmarł we wsi. Butlerovka z prowincji Kazań, przed ostatecznym uznaniem jego teorii. Dwóch najważniejszych rosyjskich chemików – D.I. Mendelejew i N.A. Menszutkin – zaledwie dziesięć lat po śmierci Butlerowa uznali słuszność teorii struktury chemicznej.
Reakcja trimeryzacji benzenu
OVR zostały w artykule specjalnie wyróżnione kolorem. Zwróć na nie szczególną uwagę. Równania te mogą pojawić się na egzaminie Unified State Exam.
Rozcieńczony kwas siarkowy zachowuje się jak inne kwasy, ukrywając swoje właściwości utleniające:
I jeszcze jedna rzecz, o której warto pamiętać rozcieńczony kwas siarkowy: ona nie reaguje z ołowiem. Kawałek ołowiu wrzucony do rozcieńczonego H2SO4 pokrywa się warstwą nierozpuszczalnego (patrz tabela rozpuszczalności) siarczanu ołowiu i reakcja natychmiast się zatrzymuje.
Właściwości utleniające kwasu siarkowego
– ciężka oleista ciecz, nielotna, pozbawiona smaku i zapachu
Dzięki siarki na stopniu utlenienia +6 (wyższym) kwas siarkowy nabiera silnych właściwości utleniających.
Zasada do zadania 24 (stare A24) podczas przygotowywania roztworów kwasu siarkowego Nigdy nie należy wlewać do niego wody. Stężony kwas siarkowy wlewać cienkim strumieniem do wody, ciągle mieszając.
Reakcja stężonego kwasu siarkowego z metalami
Reakcje te są ściśle wystandaryzowane i przebiegają według schematu:
H2SO4(stęż.) + metal → siarczan metalu + H2O + zredukowany produkt siarkowy.
Istnieją dwa niuanse:
1) Aluminium, żelazo I chrom W normalnych warunkach nie reagują z H2SO4 (stężonym) ze względu na pasywację. Trzeba podgrzać.
2) C platyna I złoto H2SO4 (stężony) w ogóle nie reaguje.
Siarka V stężony kwas siarkowy- utleniacz
- Oznacza to, że sam się zregeneruje;
- stopień utlenienia, do jakiego redukuje się siarkę, zależy od metalu.
Rozważmy diagram stanu utlenienia siarki:
- Zanim -2 siarkę można redukować jedynie bardzo aktywnymi metalami - w szeregu napięć aż do aluminium włącznie.
Reakcje będą wyglądać następująco:
8Li+5H 2 WIĘC 4( stęż. .) → 4Li 2 WIĘC 4 + 4H 2 O+H 2 S
4Mg + 5H 2 WIĘC 4( stęż. .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S
8Al + 15H 2 WIĘC 4( stęż. .) (t) → 4Al 2 (WIĘC 4 ) 3 +12H 2 O+3H 2 S
- po oddziaływaniu H2SO4 (stęż.) z metalami w szeregu napięć po aluminium, ale przed żelazem, to znaczy w przypadku metali o średniej aktywności siarka ulega redukcji 0 :
3Mn + 4H 2 WIĘC 4( stęż. .) → 3MnSO2 4 + 4H 2 O+S↓
2Cr + 4H 2 WIĘC 4( stęż. .) (t) → Kr 2 (WIĘC 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓
3Zn + 4H 2 WIĘC 4( stęż. .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓
- wszystkie inne metale zaczynając od sprzętu w szeregu napięć (w tym także po wodorze, z wyjątkiem oczywiście złota i platyny) mogą zredukować siarkę jedynie do +4. Ponieważ są to metale niskoaktywne:
2 Fe + 6 H 2 WIĘC 4 (stężone) ( T)→ Fe 2 ( WIĘC 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 WIĘC 2
(należy pamiętać, że żelazo utlenia się do +3, najwyższego możliwego stopnia utlenienia, ponieważ jest silnym utleniaczem)
Cu+2H 2 WIĘC 4( stęż. .) → CuSO 4 + 2H 2 O+SO 2
2Ag + 2H 2 WIĘC 4( stęż. .) → Ag 2 WIĘC 4 + 2H 2 O+SO 2
Oczywiście wszystko jest względne. Głębokość regeneracji będzie zależeć od wielu czynników: stężenia kwasu (90%, 80%, 60%), temperatury itp. Dlatego nie da się całkowicie dokładnie przewidzieć produktów. Powyższa tabela ma również swój własny przybliżony procent, ale możesz go użyć. Należy również pamiętać, że w jednolitym badaniu państwowym, gdy produkt zredukowanej siarki nie jest wskazany, a metal nie jest szczególnie aktywny, najprawdopodobniej kompilatory mają na myśli SO2. Trzeba przyjrzeć się sytuacji i poszukać wskazówek w warunkach.
WIĘC 2 - jest to na ogół powszechny produkt ORR z udziałem stęż. Kwas Siarkowy.
H2SO4 (stężony) trochę się utlenia niemetale(które wykazują właściwości redukujące), z reguły do maksymalnie - najwyższego stopnia utlenienia (powstaje tlenek tego niemetalu). W tym przypadku siarka jest również redukowane do SO 2:
C+2H 2 WIĘC 4( stęż. .) → KO 2 + 2H 2 O+2SO 2
2P+5H 2 WIĘC 4( stęż. .) → P 2 O 5 +5H 2 O+5SO 2
Świeżo powstały tlenek fosforu (V) reaguje z wodą, tworząc kwas ortofosforowy. Dlatego reakcję rejestruje się natychmiast:
2P+5H 2 WIĘC 4( stęż. ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O+5SO 2
To samo z borem, zamienia się w kwas ortoborowy:
2B+3H 2 WIĘC 4( stęż. ) → 2H 3 BO 3 +3SO 2
Bardzo interesujące jest oddziaływanie siarki o stopniu utlenienia +6 (w kwasie siarkowym) z „inną” siarką (zlokalizowaną w innym związku). W ramach Unified State Examination rozważane jest oddziaływanie H2SO4 (stęż.). z siarką (prostą substancją) i siarkowodorem.
Zacznijmy od interakcji siarka (prosta substancja) ze stężonym kwasem siarkowym. W substancji prostej stopień utlenienia wynosi 0, w kwasie +6. W tym ORR siarka +6 utleni siarkę 0. Spójrzmy na diagram stopni utlenienia siarki:
Siarka 0 utleni się, a siarka +6 zostanie zmniejszona, to znaczy obniży stopień utlenienia. Dwutlenek siarki zostanie uwolniony:
2 H 2 WIĘC 4 (stężone) + S → 3 WIĘC 2 + 2 H 2 O
Ale w przypadku siarkowodoru:
Powstaje zarówno siarka (prosta substancja), jak i dwutlenek siarki:
H 2 WIĘC 4( stęż. .) +H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O
Zasada ta może często pomóc w identyfikacji produktu ORR, w którym środek utleniający i środek redukujący są tym samym pierwiastkiem, na różnych stopniach utlenienia. Utleniacz i reduktor „spotykają się w połowie drogi” zgodnie ze diagramem stopnia utlenienia.
H2SO4 (stężony), w ten czy inny sposób, oddziałuje z halogenkami. Tylko tutaj musisz zrozumieć, że fluor i chlor to „sami z wąsami” i ORR nie występuje w przypadku fluorków i chlorków, ulega konwencjonalnemu procesowi wymiany jonowej, podczas którego powstaje gazowy halogenowodór:
CaCl 2 + H 2 SO 4 (stęż.) → CaSO 4 + 2HCl
CaF 2 + H 2 SO 4 (stęż.) → CaSO 4 + 2HF
Ale halogeny w składzie bromków i jodków (a także w składzie odpowiednich halogenowodorów) utleniają się do wolnych halogenów. Tylko siarka ulega redukcji na różne sposoby: jodek jest silniejszym środkiem redukującym niż bromek. Dlatego jodek redukuje siarkę do siarkowodoru, a bromek do dwutlenku siarki:
2H 2 WIĘC 4( stęż. .) + 2NaBr → Na 2 WIĘC 4 + 2H 2 O+SO 2 +Br 2
H 2 WIĘC 4( stęż. .) + 2HBr → 2H 2 O+SO 2 +Br 2
5H 2 WIĘC 4( stęż. .) + 8NaI → 4Na 2 WIĘC 4 + 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
H 2 WIĘC 4( stęż. .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
Chlorowodór i fluorowodór (oraz ich sole) są odporne na utleniające działanie H2SO4 (stęż.).
I na koniec ostatnia rzecz: jest to unikalne rozwiązanie w przypadku stężonego kwasu siarkowego, nikt inny nie może tego zrobić. Ona ma właściwości usuwania wody.
Pozwala to na wykorzystanie stężonego kwasu siarkowego na różne sposoby:
Po pierwsze, suszenie substancji. Stężony kwas siarkowy usuwa wodę z substancji, przez co substancja „wysycha”.
Po drugie, katalizator w reakcjach, w których eliminuje się wodę (na przykład odwodnienie i estryfikacja):
H 3 C – COOH + HO – CH 3 (H 2 SO 4 (stęż.)) → H 3 C – C (O) – O – CH 3 + H 2 O
H 3 C – CH 2 –OH (H 2 SO 4 (stęż.)) → H 2 C = CH 2 + H 2 O
Kwas stężony, środki ostrożności podczas pracy.
KWAS SIARKOWY. FIZYCZNE I CHEMICZNE WŁAŚCIWOŚCI.
Właściwości fizyczne: Bezwodny kwas siarkowy jest bezbarwną oleistą cieczą, która krystalizuje w temperaturze 10,5 0 C. Miesza się z wodą w dowolnym stosunku. Po rozpuszczeniu w wodzie uwalnia się duża ilość
ciepło. W tym przypadku powstają hydraty kwasu siarkowego.
Ponieważ rozpuszczeniu H 2 SO 4 w wodzie towarzyszy wyzwolenie dużej ilości ciepła, operację tę należy wykonywać z dużą ostrożnością. Aby uniknąć rozpryskiwania podgrzanej powierzchniowej warstwy roztworu, do wody należy wlać kwas siarkowy.
Stężony kwas siarkowy silnie pochłania wilgoć i dlatego służy do suszenia gazów.
WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE KWASU SIARKOWEGO.
Jest to kwas dwuzasadowy.
Formuła strukturalna:
Stężony kwas siarkowy - energetyczny środek utleniający :
1. Po podgrzaniu utlenia większość metali, w tym miedź, srebro i rtęć. W zależności od aktywności metalu produktami redukcji mogą być: S 0 , SO 2 , H 2 S, ale częściej do SO2.
Na przykład: Podczas ogrzewania tworzy się podczas interakcji z miedzią i innymi metalami o niskiej aktywności TAK 2.
Cu + 2 H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + H 2 O
Utleniacz redukujący
Cu 0 - 2ē - Cu +2 1 OK, cieszę się
SO 4 2- + 4H - +2ē - SO 2 0 +2H 2 O 1 Niedziela Ave ok
Na zimno stężony kwas siarkowy (powyżej 93%) nie wchodzi w interakcję z aktywnymi metalami, takimi jak aluminium, żelazo i chrom.
Zjawisko to tłumaczy się pasywacją metali. Ta cecha kwasu siarkowego jest szeroko stosowana do transportu tego ostatniego w żelaznych pojemnikach.
2. Po ugotowaniu utlenia niemetale, takie jak siarka i węgiel:
S + 2 H. 2 SO 4 = 3 SO 2 +2 H. 2 O
C + 2 H 2 SO 4 = CO 2 + 2 SO 2 + 2 H 2 O
3. Efekt usuwania wody (zwęglenie).
WŁAŚCIWOŚCI ROZCIEŃCZONEGO KWASU SIARKOWEGO.
1. Zmienia kolor wskaźnika.
2. Oddziałuje z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi:
Na 2 O + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O
3. Z zasadami (reakcja neutralizacji):
H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + H 2 O
3H 2 SO 4 + 2 Al(OH) 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 6 H 2 O
4. Z solami:
H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 = BaSO 4 ↓+ 2 HNO 3
Wnioski:
1. Bezwodny kwas siarkowy jest bezbarwną oleistą cieczą, która krystalizuje w temperaturze 10,5 0 C. Można go mieszać z wodą w dowolnych proporcjach.
2. Ponieważ rozpuszczeniu H 2 SO 4 w wodzie towarzyszy wyzwolenie dużej ilości ciepła, operację tę należy wykonywać z dużą ostrożnością. Aby uniknąć rozpryskiwania podgrzanej powierzchniowej warstwy roztworu, do wody należy wlać kwas siarkowy.
3. Stężony kwas siarkowy silnie pochłania wilgoć i dlatego służy do suszenia gazów.
4.Kwas siarkowy jest kwasem dwuzasadowym.
5. Stężony kwas siarkowy - energetyczny środek utleniający .
· Po podgrzaniu utlenia większość metali, w tym miedź, srebro i rtęć. W zależności od aktywności metalu produktami redukcji mogą być: S 0 , SO 2 , H 2 S, ale częściej do SO2.
· .Na zimno stężony kwas siarkowy (powyżej 93%) nie oddziałuje z aktywnymi metalami takimi jak aluminium, żelazo, chrom.
· Po ugotowaniu utlenia niemetale, takie jak siarka i węgiel.
· Działanie usuwające wodę (zwęglenie).
6. WŁAŚCIWOŚCI ROZCIEŃCZONEGO KWASU SIARKOWEGO.
· Zmienia kolor wskaźnika.
· Współdziała z:
· z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi.
· Z zasadami (reakcja neutralizacji).
· Z solami.
Siarczany. Jakościowa reakcja na jon siarczanowy
Odczynnikiem dla jonu siarczanowego jest chlorek baru.
Chlorek baru BaCl2 z rozcieńczonych roztworów siarczanów wytrąca się biały krystaliczny, nierozpuszczalny osad siarczanu baru:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaCl
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓
reakcja farmakopealna.
Technika: na 2 krople roztworu siarczanu sodu Na2SO4 dodać roztwór chlorku baru BaCl2 i obserwuj opady.
Wnioski:
1. Odczynnikiem do jonu siarczanowego jest chlorek baru.
2.Chlorek baru BaCl2 Wytrąca się biały, krystaliczny, nierozpuszczalny osad siarczanu baru z rozcieńczonych roztworów siarczanów.
Każdy kwas jest substancją złożoną, której cząsteczka zawiera jeden lub więcej atomów wodoru i resztę kwasową.
Wzór kwasu siarkowego to H2SO4. W związku z tym cząsteczka kwasu siarkowego zawiera dwa atomy wodoru i resztę kwasową SO4.
Kwas siarkowy powstaje w wyniku reakcji tlenku siarki z wodą
SO3+H2O -> H2SO4
Czysty 100% kwas siarkowy (monohydrat) jest ciężką cieczą, lepką jak olej, bezbarwną i bezwonną, o kwaśnym „miedzianym” smaku. Już w temperaturze +10°C twardnieje i zamienia się w krystaliczną masę.
Stężony kwas siarkowy zawiera około 95% H2SO4. I twardnieje w temperaturach poniżej –20°C.
Interakcja z wodą
Kwas siarkowy dobrze rozpuszcza się w wodzie, mieszając się z nią w dowolnej proporcji. To uwalnia dużą ilość ciepła.
Kwas siarkowy może absorbować parę wodną z powietrza. Właściwość tę wykorzystuje się w przemyśle do suszenia gazów. Gazy suszy się przepuszczając je przez specjalne pojemniki z kwasem siarkowym. Oczywiście tę metodę można zastosować tylko w przypadku gazów, które z nią nie reagują.
Wiadomo, że w kontakcie kwasu siarkowego z wieloma substancjami organicznymi, zwłaszcza węglowodanami, substancje te ulegają zwęgleniu. Faktem jest, że węglowodany, podobnie jak woda, zawierają zarówno wodór, jak i tlen. Kwas siarkowy odbiera im te pierwiastki. Pozostaje węgiel.
W wodnym roztworze H2SO4 wskaźniki lakmusu i oranżu metylowego zmieniają kolor na czerwony, co wskazuje, że roztwór ten ma kwaśny smak.
Interakcja z metalami
Jak każdy inny kwas, kwas siarkowy jest w stanie zastąpić atomy wodoru atomami metalu w swojej cząsteczce. Oddziałuje z prawie wszystkimi metalami.
Rozcieńczony kwas siarkowy reaguje z metalami jak zwykły kwas. W wyniku reakcji powstaje sól z kwasową resztą SO4 i wodorem.
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
A stężony kwas siarkowy jest bardzo silnym utleniaczem. Utlenia wszystkie metale, niezależnie od ich położenia w szeregu napięcia. A podczas reakcji z metalami sam ulega redukcji do SO2. Wodór nie jest wydzielany.
Сu + 2 H2SO4 (stęż.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Zn + 2 H2SO4 (stęż.) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
Ale złoto, żelazo, aluminium i metale z grupy platynowców nie utleniają się w kwasie siarkowym. Dlatego kwas siarkowy transportowany jest w zbiornikach stalowych.
Sole kwasu siarkowego powstałe w wyniku takich reakcji nazywane są siarczanami. Są bezbarwne i łatwo krystalizują. Niektóre z nich są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Tylko CaSO4 i PbSO4 są słabo rozpuszczalne. BaSO4 jest prawie nierozpuszczalny w wodzie.
Interakcja z bazami
Reakcję pomiędzy kwasami i zasadami nazywa się reakcją zobojętniania. W wyniku reakcji zobojętniania kwasu siarkowego powstaje sól zawierająca resztę kwasową SO4 i wodę H2O.
Przykłady reakcji zobojętniania kwasu siarkowego:
H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O
H2SO4 + CaOH = CaSO4 + 2 H2O
Kwas siarkowy reaguje poprzez zobojętnienie zarówno z rozpuszczalnymi, jak i nierozpuszczalnymi zasadami.
Ponieważ cząsteczka kwasu siarkowego ma dwa atomy wodoru, a do jej zneutralizowania potrzebne są dwie zasady, klasyfikuje się go jako kwas dwuzasadowy.
Oddziaływanie z tlenkami zasadowymi
Ze szkolnego kursu chemii wiemy, że tlenki to złożone substancje, które zawierają dwa pierwiastki chemiczne, z których jednym jest tlen na stopniu utlenienia -2. Tlenki zasadowe nazywane są tlenkami metali 1, 2 i niektórych 3 walencyjnych. Przykłady tlenków zasadowych: Li2O, Na2O, CuO, Ag2O, MgO, CaO, FeO, NiO.
Kwas siarkowy reaguje z zasadowymi tlenkami w reakcji zobojętniania. W wyniku tej reakcji, podobnie jak w przypadku reakcji z zasadami, powstaje sól i woda. Sól zawiera kwasową resztę SO4.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Interakcja z solami
Kwas siarkowy reaguje z solami słabszych lub lotnych kwasów, wypierając z nich te kwasy. W wyniku tej reakcji powstaje sól z resztą kwasową SO4 i kwas
H2SO4+BaCl2=BaSO4+2HCl
Zastosowanie kwasu siarkowego i jego związków
Owsianka barowa BaSO4 jest w stanie blokować promienie rentgenowskie. Wypełniając nim puste narządy ludzkiego ciała, radiologowie je badają.
W medycynie i budownictwie szeroko stosowane są gips naturalny CaSO4*2H2O oraz krystaliczny hydrat siarczanu wapnia. Sól Glaubera Na2SO4*10H2O stosowana jest w medycynie i weterynarii, w przemyśle chemicznym – do produkcji sody i szkła. Siarczan miedzi CuSO4*5H2O jest znany ogrodnikom i agronomom, którzy wykorzystują go do zwalczania szkodników i chorób roślin.
Kwas siarkowy ma szerokie zastosowanie w różnych gałęziach przemysłu: chemicznym, metalowym, naftowym, tekstylnym, skórzanym i innych.
W technologii kwas siarkowy nazywany jest jego mieszaniną zarówno z wodą, jak i bezwodnikiem siarkowym SO3. Jeśli stosunek molowy SO3:H2O< 1, то это водный раствор серной кислоты, если >1 - roztwór SO3 w kwasie siarkowym (oleum).
- 1 Tytuł
- 2 Właściwości fizyczne i fizykochemiczne
- 2.1 Oleum
- 3 Właściwości chemiczne
- 4 Zastosowanie
- 5 Działanie toksyczne
- 6 Informacje historyczne
- 7 Informacje dodatkowe
- 8 Wytwarzanie kwasu siarkowego
- 8.1 Pierwsza metoda
- 8.2 Druga metoda
- 9 Standardy
- 10 Notatek
- 11 Literatura
- 12 linków
Nazwa
W XVIII-XIX w. Siarkę do prochu produkowano z pirytu siarkowego (pirytu) w fabrykach witriolu. Kwas siarkowy nazywano wówczas „olejem witriolu” (z reguły był to hydrat krystaliczny, o konsystencji przypominającej olej), stąd oczywiście wzięła się nazwa jego soli (a raczej hydratów krystalicznych) - witriolu .
Właściwości fizyczne i fizykochemiczne
Bardzo mocny kwas, w temperaturze 18°C pKa (1) = −2,8, pKa (2) = 1,92 (K₂ 1,2·10−2); długości wiązań w cząsteczce S=O 0,143 nm, S-OH 0,154 nm, kąt HOSOH 104°, OSO 119°; wrze, tworząc mieszaninę azeotropową (98,3% H2SO4 i 1,7% H2O o temperaturze wrzenia 338,8 ° C). Kwas siarkowy odpowiadający 100% zawartości H2SO4 ma następujący skład (%): H2SO4 99,5, HSO4− - 0,18, H3SO4+ - 0,14, H3O+ - 0,09, H2S2O7 - 0,04, HS2O7⁻ - 0,05. Mieszalny z wodą i SO3 we wszystkich proporcjach. W roztworach wodnych kwas siarkowy prawie całkowicie dysocjuje na H3O+, HSO3+ i 2HSO₄−. Tworzy H2SO4 nH2O hydraty, gdzie n = 1, 2, 3, 4 i 6,5.
Oleum
Główny artykuł: OleumRoztwory bezwodnika siarkowego SO3 w kwasie siarkowym nazywane są oleum, tworzą dwa związki H2SO4 SO3 i H2SO4 2SO3.
Oleum zawiera także kwasy pirosiarkowe, otrzymywane w reakcjach:
Temperatura wrzenia wodnych roztworów kwasu siarkowego wzrasta wraz ze wzrostem jego stężenia i osiąga maksimum przy zawartości 98,3% H2SO4.
| Zawartość % wag | Gęstość w temperaturze 20 ℃, g/cm3 | Temperatura topnienia, ℃ | Temperatura wrzenia, ℃ | |
|---|---|---|---|---|
| H2SO4 | SO3 (bezpłatny) | |||
| 10 | - | 1,0661 | −5,5 | 102,0 |
| 20 | - | 1,1394 | −19,0 | 104,4 |
| 40 | - | 1,3028 | −65,2 | 113,9 |
| 60 | - | 1,4983 | −25,8 | 141,8 |
| 80 | - | 1,7272 | −3,0 | 210,2 |
| 98 | - | 1,8365 | 0,1 | 332,4 |
| 100 | - | 1,8305 | 10,4 | 296,2 |
| 104,5 | 20 | 1,8968 | −11,0 | 166,6 |
| 109 | 40 | 1,9611 | 33,3 | 100,6 |
| 113,5 | 60 | 2,0012 | 7,1 | 69,8 |
| 118,0 | 80 | 1,9947 | 16,9 | 55,0 |
| 122,5 | 100 | 1,9203 | 16,8 | 44,7 |
Temperatura wrzenia oleum maleje wraz ze wzrostem zawartości SO3. Wraz ze wzrostem stężenia wodnych roztworów kwasu siarkowego całkowite ciśnienie pary nad roztworami maleje i osiąga minimum przy zawartości 98,3% H2SO4. Wraz ze wzrostem stężenia SO3 w oleum wzrasta całkowite ciśnienie pary nad nim. Prężność pary nad wodnymi roztworami kwasu siarkowego i oleum można obliczyć za pomocą równania:
wartości współczynników A i zależą od stężenia kwasu siarkowego. Para nad wodnymi roztworami kwasu siarkowego składa się z mieszaniny pary wodnej, H2SO4 i SO3, a skład pary różni się od składu cieczy przy wszystkich stężeniach kwasu siarkowego, z wyjątkiem odpowiedniej mieszaniny azeotropowej.
Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta dysocjacja:
Równanie zależności temperatury stałej równowagi:
Przy normalnym ciśnieniu stopień dysocjacji: 10⁻⁵ (373 K), 2,5 (473 K), 27,1 (573 K), 69,1 (673 K).
Gęstość 100% kwasu siarkowego można wyznaczyć z równania:
Wraz ze wzrostem stężenia roztworów kwasu siarkowego ich pojemność cieplna maleje i osiąga minimum dla 100% kwasu siarkowego; pojemność cieplna oleum wzrasta wraz ze wzrostem zawartości SO3.
Wraz ze wzrostem stężenia i spadkiem temperatury przewodność cieplna λ maleje:
gdzie C oznacza stężenie kwasu siarkowego, w%.
Największą lepkość ma Oleum H2SO4·SO3, wraz ze wzrostem temperatury η maleje. Oporność elektryczna kwasu siarkowego jest minimalna przy stężeniach SO3 i 92% H2SO4 i maksymalna przy stężeniach 84 i 99,8% H2SO4. W przypadku oleum minimalne ρ występuje przy stężeniu 10% SO3. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta ρ kwasu siarkowego. Stała dielektryczna 100% kwasu siarkowego 101 (298,15 K), 122 (281,15 K); stała krioskopowa 6,12, stała ebulioskopowa 5,33; współczynnik dyfuzji par kwasu siarkowego w powietrzu zmienia się w zależności od temperatury; D = 1,67·10⁻⁵T3/2 cm²/s.
Właściwości chemiczne
Kwas siarkowy w postaci stężonej po podgrzaniu jest dość silnym środkiem utleniającym; utlenia HI i częściowo HBr do wolnych halogenów, węgiel do CO2, siarkę do SO2, utlenia wiele metali (Cu, Hg, z wyjątkiem złota i platyny). W tym przypadku stężony kwas siarkowy redukuje się do SO2, na przykład:
Najsilniejsze środki redukujące redukują stężony kwas siarkowy do S i H2S. Stężony kwas siarkowy pochłania parę wodną, dlatego wykorzystuje się go do suszenia gazów, cieczy i ciał stałych, np. w eksykatorach. Stężony H2SO4 jest jednak częściowo redukowany przez wodór, dlatego nie można go stosować do suszenia. Rozdzielając wodę ze związków organicznych i pozostawiając po sobie sadzę (węgiel drzewny), stężony kwas siarkowy powoduje zwęglenie drewna, cukru i innych substancji.
Rozcieńczony H2SO4 oddziałuje swoim wydzielaniem ze wszystkimi metalami znajdującymi się w szeregu napięcia elektrochemicznego na lewo od wodoru, np.:
Właściwości utleniające rozcieńczonego H2SO4 są nietypowe. Kwas siarkowy tworzy dwie serie soli: średnią - siarczany i kwaśną - wodorosiarczany, a także estry. Znane są kwas peroksomonosiarkowy (lub kwas karo) H2SO5 i kwas nadtlenodisiarkowy H2S2O8.
Kwas siarkowy reaguje również z zasadowymi tlenkami, tworząc siarczan i wodę:
W zakładach obróbki metali roztwór kwasu siarkowego służy do usuwania warstwy tlenku metalu z powierzchni wyrobów metalowych, które w procesie produkcyjnym poddawane są działaniu wysokiej temperatury. W ten sposób tlenek żelaza jest usuwany z powierzchni blachy przez działanie ogrzanego roztworu kwasu siarkowego:
Jakościową reakcją na kwas siarkowy i jego rozpuszczalne sole jest ich oddziaływanie z rozpuszczalnymi solami baru, w wyniku którego powstaje biały osad siarczanu baru, nierozpuszczalny w wodzie i kwasach, np.:
Aplikacja
Kwas siarkowy stosuje się:
- w przeróbce rud, zwłaszcza przy wydobywaniu rzadkich pierwiastków, m.in. uran, iryd, cyrkon, osm itp.;
- w produkcji nawozów mineralnych;
- jako elektrolit w akumulatorach ołowiowych;
- do otrzymywania różnych kwasów mineralnych i soli;
- w produkcji włókien chemicznych, barwników, materiałów dymotwórczych i wybuchowych;
- w przemyśle naftowym, metalowym, tekstylnym, skórzanym i innych;
- w przemyśle spożywczym – zarejestrowany jako dodatek do żywności E513(emulgator);
- w przemysłowej syntezie organicznej w reakcjach:
- odwadnianie (produkcja eteru dietylowego, estrów);
- hydratacja (etanol z etylenu);
- sulfonowanie (detergenty syntetyczne i półprodukty do produkcji barwników);
- alkilowanie (produkcja izooktanu, glikolu polietylenowego, kaprolaktamu) itp.
- Do regeneracji żywic w filtrach przy produkcji wody destylowanej.
Światowa produkcja kwasu siarkowego wynosi ok. 160 milionów ton rocznie. Największym konsumentem kwasu siarkowego jest produkcja nawozów mineralnych. Nawozy fosforowe P₂O₅ zużywają 2,2-3,4 razy więcej masy kwasu siarkowego, a kwas siarkowy (NH₄)₂SO₄ pochłania 75% masy zużytego (NH₄)₂SO₄. Dlatego też mają tendencję do budowania zakładów kwasu siarkowego w połączeniu z fabrykami do produkcji nawozów mineralnych.
Efekt toksyczny
Kwas siarkowy i oleum są substancjami bardzo żrącymi. Działają na skórę, błony śluzowe i drogi oddechowe (powodują oparzenia chemiczne). Wdychanie oparów tych substancji powoduje trudności w oddychaniu, kaszel, a często zapalenie krtani, tchawicy, zapalenie oskrzeli itp. Maksymalne dopuszczalne stężenie aerozolu kwasu siarkowego w powietrzu miejsca pracy wynosi 1,0 mg/m3, w powietrzu atmosferycznym 0,3 mg /m3 (maksymalnie jednorazowo) i 0,1 mg/m3 (średnio dziennie). Szkodliwe stężenie oparów kwasu siarkowego wynosi 0,008 mg/l (narażenie 60 min), śmiertelne 0,18 mg/l (60 min). Klasa zagrożenia II. Aerozol kwasu siarkowego może tworzyć się w atmosferze w wyniku emisji z przemysłu chemicznego i metalurgicznego, zawierających tlenki S i opadać w postaci kwaśnych deszczy.
Informacje historyczne
Kwas siarkowy znany jest od czasów starożytnych, występując w przyrodzie w postaci wolnej, np. w postaci jezior w pobliżu wulkanów. Być może pierwszą wzmiankę o kwaśnych gazach powstających w wyniku kalcynacji ałunu lub siarczanu żelaza z „zielonego kamienia” można znaleźć w pismach przypisywanych arabskiemu alchemikowi Jabirowi ibn Hayyanowi.
W IX wieku perski alchemik Ar-Razi, kalcynując mieszaninę siarczanu żelaza i miedzi (FeSO4·7H2O i CuSO4·5H2O), również otrzymał roztwór kwasu siarkowego. Metodę tę udoskonalił europejski alchemik Albert Magnus, żyjący w XIII wieku.
Schemat wytwarzania kwasu siarkowego z siarczanu żelazawego - termiczny rozkład siarczanu żelaza(II) i następujące po nim chłodzenie mieszaniny
Cząsteczka kwasu siarkowego Daltona
- 2FeSO4+7H2O → Fe2O3+SO2+H2O+O2
- SO2+H2O+1/2O2 ⇆ H2SO4
Prace alchemika Walentina (XIII w.) opisują metodę wytwarzania kwasu siarkowego poprzez absorpcję gazu (bezwodnika siarki) powstającego podczas spalania mieszaniny proszków siarki i azotanów z wodą. Następnie metoda ta stała się podstawą tzw. metoda „komorowa”, prowadzona w małych komorach wyłożonych ołowiem, który nie rozpuszcza się w kwasie siarkowym. W ZSRR metoda ta istniała do 1955 roku.
Alchemicy XV wieku znali także metodę wytwarzania kwasu siarkowego z pirytu – pirytu siarkowego, tańszego i powszechniejszego surowca niż siarka. Kwas siarkowy produkowany jest w ten sposób od 300 lat, w małych ilościach, w szklanych retortach. Następnie, w związku z rozwojem katalizy, metoda ta zastąpiła metodę komorową do syntezy kwasu siarkowego. Obecnie kwas siarkowy wytwarza się poprzez katalityczne utlenianie (na V2O5) tlenku siarki (IV) do tlenku siarki (VI), a następnie rozpuszczenie tlenku siarki (VI) w 70% kwasie siarkowym z wytworzeniem oleum.
W Rosji produkcję kwasu siarkowego po raz pierwszy zorganizowano w 1805 roku pod Moskwą w obwodzie zvenigorodskim. W 1913 roku Rosja zajmowała 13. miejsce na świecie pod względem produkcji kwasu siarkowego.
Dodatkowe informacje
Drobne kropelki kwasu siarkowego mogą tworzyć się w środkowych i górnych warstwach atmosfery w wyniku reakcji pary wodnej i popiołu wulkanicznego zawierającego duże ilości siarki. Powstała zawiesina, ze względu na wysokie albedo chmur kwasu siarkowego, utrudnia dotarcie światła słonecznego do powierzchni planety. Dlatego (a także w wyniku dużej liczby drobnych cząstek pyłu wulkanicznego w górnych warstwach atmosfery, które również utrudniają dostęp światła słonecznego do planety) po szczególnie silnych erupcjach wulkanów mogą nastąpić znaczące zmiany klimatyczne. Przykładowo w wyniku erupcji wulkanu Ksudach (Półwysep Kamczatka, 1907) przez około 2 lata utrzymywało się zwiększone stężenie pyłu w atmosferze, a nawet w Paryżu zaobserwowano charakterystyczne nocne chmury kwasu siarkowego. Eksplozja góry Pinatubo w 1991 r., która wyemitowała do atmosfery 3 107 ton siarki, spowodowała, że lata 1992 i 1993 były znacznie chłodniejsze niż lata 1991 i 1994.
Wytwarzanie kwasu siarkowego
Główny artykuł: Produkcja kwasu siarkowegoPierwszy sposób
Drugi sposób
W tych rzadkich przypadkach, gdy siarkowodór (H2S) wypiera siarczan (SO4-) z soli (z metalami Cu, Ag, Pb, Hg), produktem ubocznym jest kwas siarkowy
Siarczki tych metali mają najwyższą wytrzymałość, a także charakterystyczny czarny kolor.
Standardy
- Techniczny kwas siarkowy GOST 2184-77
- Akumulatorowy kwas siarkowy. Dane techniczne GOST 667-73
- Kwas siarkowy o szczególnej czystości. Dane techniczne GOST 1422-78
- Odczynniki. Kwas Siarkowy. Dane techniczne GOST 4204-77
Notatki
- Ushakova N. N., Figurnovsky N. A. Wasilij Michajłowicz Severgin: (1765–1826) / wyd. I. I. Szafranowski. M.: Nauka, 1981. s. 59.
- 1 2 3 Khodakov Yu.V., Epshtein D.A., Gloriozov P.A. § 91. Właściwości chemiczne kwasu siarkowego // Chemia nieorganiczna: Podręcznik dla klas 7-8 szkoły średniej. - wyd. 18. - M.: Edukacja, 1987. - s. 209-211. - 240 s. - 1 630 000 egzemplarzy.
- Khodakov Yu.V., Epshtein D.A., Gloriozov P.A. § 92. Jakościowa reakcja na kwas siarkowy i jego sole // Chemia nieorganiczna: Podręcznik dla klas 7-8 szkoły średniej. - wyd. 18. - M.: Edukacja, 1987. - s. 212. - 240 s. - 1 630 000 egzemplarzy.
- Dyrektor artystyczny Teatru Bolszoj Siergiej Filin spryskał twarz kwasem siarkowym
- Epsteina, 1979, s. 2. 40
- Epsteina, 1979, s. 2. 41
- zobacz artykuł „Wulkany i klimat” (rosyjski)
- Archipelag Rosyjski – Czy ludzkość jest winna globalnej zmianie klimatu? (Rosyjski)
Literatura
- Podręcznik kwasu siarkowego, wyd. K. M. Malina, wyd. 2, M., 1971
- Epstein D.A. Ogólna technologia chemiczna. - M.: Chemia, 1979. - 312 s.
Spinki do mankietów
- Artykuł „Kwas siarkowy” (Encyklopedia chemiczna)
- Gęstość i wartość pH kwasu siarkowego w t=20°C
| Siarczany | |
|---|---|
|
Glin (KAl(SO4)2 · 12H2O) Siarczan amonowo-glinowy ((NH4)Al(SO4)2) Siarczan amonowo-żelazowy (NH4Fe(SO4)2) Siarczan amonowo-żelazowy(II) (22) Siarczan amonowo-żelazowy(III) (NH4Fe( SO4)2) Siarczan ceru(IV) amonu ((NH4)4Ce(SO4)4) Siarczan magnezu siedmiowodny (MgSO4) Wodorosiarczan amonu ((NH4)HSO4) Wodorosiarczan potasu (KHSO4) Wodorosiarczan sodu (NaHSO4) Disiarczan potasu ( K2S2O7) Disiarczan sodu (Na2S2O7) Zasadowy siarczan żelaza(III) ((OH)2) Ałun Witriol Siarczan tlenku tytanu (TiOSO4) Oleum (H2SO4 xSO3) Kwas pirosiarkowy (H2S2O7) (H2SO4) Sole Tuttona Siarczan aktynu(III) ( Ac2( SO4)3) Siarczan glinu (Al2(SO4)3) Siarczan glinu (NaAl(SO4)2) Siarczan amonu ((NH4)2SO4) Siarczan baru (BaSO4) Siarczan berylu (BeSO4) Siarczan wanadylu (VOSO4) Siarczan wanadu (III) (V2(SO4)3) Siarczan bizmutu (Bi2(SO4)3) Siarczan hydroksyamonu ((NH3OH)2SO4) Siarczan żelaza(II) (FeSO4) Siarczan żelaza(III) (Fe2(SO4)3) Siarczan indu(III) ) (In2(SO4)3) Siarczan irydu(III) (Ir2(SO4)3) Siarczan kadmu (CdSO4) Siarczan potasu (K2SO4) Siarczan wapnia (CaSO4) Siarczan kobaltu(II) (CoSO4) Siarczan kobaltu(III) (Co2 ( SO4)3) Siarczan litu (Li2SO4) Siarczan magnezu (MgSO4) Siarczan manganu(II) (MnSO4) Siarczan manganu(III) (Mn2(SO4)3) Siarczan miedzi(I) (Cu2SO4) Siarczan miedzi(II) (CuSO4 ) Siarczan sodu (Na2SO4) Siarczan niklu(II) (NiSO4) Siarczan cyny(II) (SnSO4) Siarczan prazeodymu (Pr2(SO4)3) Siarczan rtęci(I) (Hg2SO4) Siarczan rtęci(II) (HgSO4) Siarczan ołowiu(II ) (PbSO4) Siarczan srebra (Ag2SO4) Siarczan strontu (SrSO4) Siarczan antymonu (Sb2(SO4)3) Siarczan talu(I) (Tl2SO4) Siarczan talu(III) (Tl2(SO4)3) Siarczan tetraaminy miedzi(II) ( Cu(NH3)4SO4) Siarczan tytanu(III) (Ti2(SO4)3) Siarczan tytanu(IV) (Ti(SO4)2) Siarczan uranu (U(SO4)2) Siarczan uranylu (UO2SO4) Siarczan chromu(III) ( Cr2(SO4)3) Siarczan chromu(III)-potasu (KCr(SO4)2) Siarczan cezu (Cs2SO4) Siarczan ceru(IV) (Ce(SO4)2) Siarczan cynku (ZnSO4) Siarczan cyrkonu (Zr(SO4)2 ) |
kwas siarkowy, kwas siarkowy Wikipedia, hydroliza kwasu siarkowego, kwas siarkowy jego działanie 1, klasa zagrożenia kwasu siarkowego, kup kwas siarkowy na Ukrainie, zastosowanie kwasu siarkowego, kwas siarkowy koroduje, kwas siarkowy z wodą, formuła kwasu siarkowego
