Proprietățile chimice ale acidului sulfuric sunt:

1. Interacțiunea cu metalele:

Acidul diluat dizolvă numai acele metale care sunt la stânga hidrogenului în seria de tensiune, de exemplu H 2 +1 SO 4 + Zn 0 = H 2 O + Zn + 2 SO 4;

Proprietățile oxidante ale acidului sulfuric sunt mari. Când interacționează cu diferite metale (cu excepția Pt, Au), acesta poate fi redus la H 2 S -2, S +4 O 2 sau S 0, de exemplu:

2H2+6S04 + 2Ag0 = S +4O2 + Ag2+1S04 + 2H20;

5H2+6S04+8Na0 = H2S-2 + 4Na2+1S04 + 4H20;

2. Acidul concentrat H 2 S +6 O 4 reacționează și (când este încălzit) cu unele nemetale, transformându-se în compuși ai sulfului cu o stare de oxidare inferioară, de exemplu:

2H2S +6O4 + C0 = 2S +4O2 + C +4O2 + 2H2O;

2H2S +6O4 + S0 = 3S +4O2 + 2H2O;

5H2S +6O4 + 2P0 = 2H3P +5O4 + 5S +4O2 + 2H2O;

3. Cu oxizi bazici:

H2S04 + CuO = CuS04 + H20;

4. Cu hidroxizi:

Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H20;

2NaOH + H2S04 = Na2S04 + 2H20;

5. Interacțiunea cu sărurile în timpul reacțiilor metabolice:

H2S04 + BaCI2 = 2HCI + BaS04;

Formarea BaS04 (un precipitat alb insolubil în acizi) este utilizată pentru a determina acest acid și sulfații solubili.

Ideea că atomul unui element are capacitatea de a „satura” a fost exprimată în 1853 de E. Frankland, când se ia în considerare constituția compușilor organometalici. Dezvoltând această idee, în 1854 Kekule a exprimat pentru prima dată ideea de „bibasicitate” sau „diatomicitate” (mai târziu a început să folosească termenul de „valență”) de sulf și oxigen, iar în 1857 a împărțit toate elementele într-unul singur-, două și tribazice; Kekule (simultan cu chimistul german G. Kolbe) a identificat carbonul ca element tetraatomic. În 1858, Kekule (în același timp cu chimistul scoțian A. Cooper) a subliniat capacitatea atomilor de carbon de a forma lanțuri atunci când „unitățile lor de afinitate” sunt saturate. Această doctrină mecanică a conexiunii atomilor într-un lanț pentru a forma molecule a stat la baza teoriei structurii chimice.

În 1865, Kekule a sugerat că molecula de benzen are forma unui hexagon regulat format din șase atomi de carbon de care sunt legați șase atomi de hidrogen. Combinând ideea formării lanțurilor cu doctrina existenței legăturilor multiple, a ajuns la ideea de a alterna legături simple și duble în inelul benzenic (formule structurale similare au fost propuse cu puțin timp înainte de I. Loschmidt) . În ciuda faptului că această teorie a întâmpinat imediat obiecții, ea a prins rapid rădăcini în știință și practică.

Conceptul lui Kekule a deschis calea pentru stabilirea structurii multor compuși ciclici (aromatici). Pentru a explica incapacitatea benzenului de a adăuga halogenuri de hidrogen, Kekulé în 1872 a prezentat o ipoteză oscilativă, conform căreia legăturile simple și duble din benzen își schimbă constant locul. În 1867, Kekule a publicat o lucrare despre aranjarea spațială a atomilor într-o moleculă, unde a indicat că legăturile unui atom de carbon ar putea să nu fie în același plan.

Kekule a fost președintele Societății Germane de Chimie timp de câțiva ani. A fost unul dintre organizatorii Congresului Internațional al Chimiștilor de la Karlsruhe (1860). Activitatea pedagogică a lui Kekule a fost foarte fructuoasă. Este autorul celebrului Manual de chimie organică (1859-1861). O serie de studenți ai lui Kekule au devenit chimiști remarcabili; Dintre aceștia îi remarcăm în special pe L. Meyer, J. Van't Hoff, A. Bayer și E. Fischer.

BUTLEROV, Alexandru Mihailovici

Chimistul rus Alexander Mikhailovici Butlerov s-a născut la Chistopol, provincia Kazan, în familia unui proprietar de teren, un ofițer pensionar. După ce și-a pierdut mama devreme, Butlerov a fost crescut într-unul dintre școlile private din Kazan, apoi a studiat la gimnaziul din Kazan. La vârsta de șaisprezece ani, a intrat în departamentul de fizică și matematică a Universității din Kazan, care la acea vreme era centrul cercetării în științe naturale din Rusia.

În primii ani ai vieții sale de student, Butlerov a fost interesat de botanică și zoologie, dar apoi, sub influența prelegerilor lui K. K. Klaus și N. N. Zinin, a devenit interesat de chimie și a decis să se dedice acestei științe. În 1849, Butlerov a absolvit universitatea și, la sugestia lui Klaus, a fost reținut la departament ca profesor. În 1851 și-a susținut teza de master „Despre oxidarea compușilor organici”, iar în 1854 - teza de doctorat „Despre uleiurile esențiale”. În 1854, Butlerov a devenit extraordinar, iar în 1857 - profesor obișnuit de chimie la Universitatea din Kazan.

În timpul unei călătorii în străinătate în 1857-1858. Butlerov a întâlnit mulți chimiști de top din Europa și a participat la reuniunile noii organizate Societăți Chimice din Paris. În laboratorul lui S. A. Wurtz, Butlerov a început o serie de studii experimentale, care au servit drept bază pentru teoria structurii chimice. Principalele sale prevederi le-a formulat în raportul „Despre structura chimică a materiei”, citit la Congresul Naturaliştilor şi Medicilor Germani din Speyer (septembrie 1861).

Bazele acestei teorii sunt formulate după cum urmează: 1) „Presupunând că fiecare atom chimic este caracterizat doar de o anumită și limitată cantitate de forță chimică (afinitate) cu care ia parte la formarea unui corp, aș numi această substanță chimică. legătură, sau metodă de conectare reciprocă, atomi de structură chimică într-un corp complex”; 2) „... natura chimică a unei particule complexe este determinată de natura componentelor sale elementare, cantitatea și structura chimică a acestora.”

Toate celelalte prevederi ale teoriei clasice a structurii chimice sunt legate direct sau indirect de aceste postulate. Butlerov conturează calea pentru determinarea structurii chimice și formulează regulile care pot fi urmate în acest caz. El acordă preferință reacțiilor de sinteză desfășurate în condiții în care radicalii implicați în acestea își păstrează structura chimică.

Lăsând deschisă problema formei preferate de formule pentru structura chimică, Butlerov a vorbit despre semnificația lor: „... când legile generale ale dependenței proprietăților chimice ale corpurilor de structura lor chimică vor fi cunoscute, atunci o astfel de formulă va fi o expresie a tuturor acestor proprietăți.” În același timp, Butlerov era convins că formulele structurale nu pot fi doar o imagine convențională a moleculelor, ci trebuie să reflecte structura lor reală. El a subliniat că fiecare moleculă are o structură foarte specifică și nu poate combina mai multe astfel de structuri.

De o mare importanță pentru dezvoltarea teoriei structurii chimice a fost confirmarea ei experimentală atât în ​​lucrările lui Butlerov însuși, cât și ale școlii sale. Butlerov a prevăzut și apoi a dovedit existența izomeriei poziționale și scheletice. După ce a obținut alcool terțiar butilic, a reușit să-i descifreze structura și a demonstrat (împreună cu studenții săi) prezența izomerilor. În 1864, Butlerov a prezis existența a doi butani și trei pentani, iar mai târziu a izobutilenei.

El a sugerat, de asemenea, existența a patru acizi valeric; structura primelor trei a fost determinată în 1871 de E. Erlenmeyer, iar a patra a fost obținută de însuși Butlerov în 1872. Pentru a duce ideile teoriei structurii chimice prin toată chimia organică, Butlerov a publicat în 1864-1866. la Kazan, cartea „Introducere în studiul complet al chimiei organice”, ed. a II-a. care a fost publicat deja în 1867-1868. in germana.

În 1868, la recomandarea lui D.I. Mendeleev, Butlerov a fost ales profesor obișnuit la Universitatea din Sankt Petersburg, unde a lucrat până la sfârșitul vieții. În 1870 a devenit un extraordinar, iar în 1874 - un academician obișnuit al Academiei de Științe din Sankt Petersburg. Din 1878 până în 1882 a fost președinte și președinte al Departamentului de chimie al Societății ruse de fizico-chimic.

Cariera didactică a lui Butlerov a durat 35 de ani și s-a desfășurat în trei instituții de învățământ superior: Kazan, universitățile din Sankt Petersburg și Cursurile superioare pentru femei (a luat parte la organizarea acestora în 1878). Mulți dintre studenții săi au lucrat sub conducerea lui Butlerov, printre care pot fi numiți V.V. Markovnikov, F. M. Flavitsky, A. M. Zaitsev (la Kazan), A. E. Favorsky, I. L. Kondakov (la Sankt Petersburg). Butlerov a devenit fondatorul celebrei școli de chimiști organici Kazan („Butlerov”). Butlerov a ținut, de asemenea, multe prelegeri populare, în principal pe subiecte chimice și tehnice.

Pe lângă chimie, Butlerov a acordat multă atenție problemelor practice ale agriculturii, grădinăritului, apiculturii și, mai târziu, cultivării ceaiului în Caucaz. De la sfârşitul anilor 1860. Butlerov a fost interesat activ de spiritism și mediumnitate, cărora le-a dedicat mai multe articole; Această pasiune a lui Butlerov și încercările sale de a da spiritismului o bază științifică au devenit motivul polemicii sale cu Mendeleev. Butlerov a murit în sat. Butlerovka din provincia Kazan, înainte de recunoașterea finală a teoriei sale. Cei mai importanți doi chimiști ruși - D.I. Mendeleev și N.A. Menshutkin - la numai zece ani de la moartea lui Butlerov au recunoscut validitatea teoriei structurii chimice.

Reacția de trimerizare a benzenului

OVR-urile sunt evidențiate în mod special în culoare în articol. Acordați-le o atenție deosebită. Aceste ecuații pot apărea la examenul de stat unificat.

Acidul sulfuric diluat se comportă ca alți acizi, ascunzându-și capacitățile oxidative:

Și încă un lucru de reținut acid sulfuric diluat: ea nu reactioneaza cu plumbul. O bucată de plumb aruncată în H2SO4 diluat este acoperită cu un strat de sulfat de plumb insolubil (vezi tabelul de solubilitate) și reacția se oprește imediat.

Proprietățile oxidante ale acidului sulfuric

– lichid gras uleios, nevolatil, insipid și inodor

Datorită sulfului în starea de oxidare +6 (mai mare), acidul sulfuric capătă proprietăți oxidante puternice.

Regula pentru sarcina 24 (vechiul A24) la prepararea soluțiilor de acid sulfuric Nu ar trebui să turnați niciodată apă în el. Acidul sulfuric concentrat trebuie turnat în apă într-un flux subțire, amestecând constant.

Reacția acidului sulfuric concentrat cu metalele

Aceste reacții sunt strict standardizate și urmează schema:

H2SO4(conc.) + metal → sulfat metalic + H2O + produs sulf redus.

Există două nuanțe:

1) Aluminiu, fierȘi crom Nu reacţionează cu H2SO4 (conc.) în condiţii normale datorită pasivării. Trebuie încălzit.

2) C platinăȘi aur H2SO4 (conc) nu reacționează deloc.

Sulf V acid sulfuric concentrat- oxidant

• Aceasta înseamnă că se va recupera de la sine;
• gradul de oxidare la care se reduce sulful depinde de metal.

Sa luam in considerare diagrama stării de oxidare a sulfului:

• Inainte de -2 sulful poate fi redus doar prin metale foarte active – într-o serie de tensiuni până la aluminiu inclusiv.

Reacțiile vor decurge astfel:

8Li+5H 2 ASA DE 4( conc. .) → 4Li 2 ASA DE 4 + 4 ore 2 O+H 2 S

4Mg + 5H 2 ASA DE 4( conc. .) → 4MgSO 4 + 4 ore 2 O+H 2 S

8Al + 15H 2 ASA DE 4( conc. .) (t) → 4Al 2 (ASA DE 4 ) 3 +12 ore 2 O+3H 2 S

• la interacţiunea H2SO4 (conc) cu metale într-o serie de tensiuni după aluminiu, dar înainte de fier, adică cu metale cu activitate medie, sulful se reduce la 0 :

3Mn + 4H 2 ASA DE 4( conc. .) → 3MnSO 4 + 4 ore 2 O+S↓

2Cr + 4H 2 ASA DE 4( conc. .) (t)→Cr 2 (ASA DE 4 ) 3 + 4 ore 2 O+S↓

3Zn + 4H 2 ASA DE 4( conc. .) → 3ZnSO 4 + 4 ore 2 O+S↓

• toate celelalte metale începând cu hardware-ulîntr-un număr de tensiuni (inclusiv cele după hidrogen, cu excepția aurului și a platinei, desigur), pot reduce sulful doar la +4. Deoarece acestea sunt metale slab active:

2 Fe + 6 H 2 ASA DE 4(conc.) ( t)→ Fe 2 ( ASA DE 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 ASA DE 2

(rețineți că fierul se oxidează la +3, cea mai mare stare de oxidare posibilă, deoarece este un agent oxidant puternic)

Cu+2H 2 ASA DE 4( conc. .) → CuSO 4 + 2 ore 2 O+SO 2

2Ag + 2H 2 ASA DE 4( conc. .) → Ag 2 ASA DE 4 + 2 ore 2 O+SO 2

Desigur, totul este relativ. Adâncimea recuperării va depinde de mulți factori: concentrația acidului (90%, 80%, 60%), temperatură etc. Prin urmare, este imposibil să preziceți produsele în mod complet exact. Tabelul de mai sus are și propriul procentaj aproximativ, dar îl puteți folosi. De asemenea, este necesar să ne amintim că, în cadrul examenului unificat de stat, atunci când produsul sulfului redus nu este indicat și metalul nu este deosebit de activ, atunci, cel mai probabil, compilatorii înseamnă SO 2. Trebuie să te uiți la situație și să cauți indicii în condiții.

ASA DE 2 - acesta este în general un produs comun al ORR cu participarea conc. acid sulfuric.

H2SO4 (conc) oxidează unele nemetale(care prezintă proprietăți reducătoare), de regulă, la maximum - cel mai înalt grad de oxidare (se formează un oxid al acestui nemetal). În acest caz, sulful este, de asemenea, redus la SO 2:

C+2H 2 ASA DE 4( conc. .) → CO 2 + 2 ore 2 O+2SO 2

2P+5H 2 ASA DE 4( conc. .) → P 2 O 5 +5H 2 O+5SO 2

Oxidul de fosfor (V) proaspăt format reacționează cu apa pentru a produce acid ortofosforic. Prin urmare, reacția este înregistrată imediat:

2P+5H 2 ASA DE 4( conc. ) → 2H 3 P.O. 4 + 2 ore 2 O+5SO 2

Același lucru cu borul, se transformă în acid ortoboric:

2B+3H 2 ASA DE 4( conc. ) → 2H 3 B.O. 3 +3SO 2

Interacțiunea sulfului cu o stare de oxidare de +6 (în acid sulfuric) cu „alt” sulf (situat într-un compus diferit) este foarte interesantă. În cadrul examenului unificat de stat, interacțiunea H2SO4 (conc) este considerată cu sulf (o substanță simplă) și hidrogen sulfurat.

Să începem cu interacțiunea sulf (o substanță simplă) cu acid sulfuric concentrat. Într-o substanță simplă starea de oxidare este 0, într-un acid este +6. În acest ORR, sulful +6 va oxida sulful 0. Să ne uităm la diagrama stărilor de oxidare ale sulfului:

Sulful 0 se va oxida, iar sulful +6 va fi redus, adică scade starea de oxidare. Dioxidul de sulf va fi eliberat:

2 H 2 ASA DE 4(conc.) + S → 3 ASA DE 2 + 2 H 2 O

Dar în cazul hidrogenului sulfurat:

Se formează atât sulful (o substanță simplă), cât și dioxidul de sulf:

H 2 ASA DE 4( conc. .) +H 2 S → S↓ + SO 2 + 2 ore 2 O

Acest principiu poate ajuta adesea la identificarea unui produs ORR în care agentul de oxidare și agentul de reducere sunt același element, în stări de oxidare diferite. Agentul oxidant și agentul reducător „se întâlnesc pe jumătate” conform diagramei stării de oxidare.

H2SO4 (conc), într-un fel sau altul, interacționează cu halogenuri. Numai că aici trebuie să înțelegeți că fluorul și clorul sunt „eși înșiși cu mustață” și ORR nu apare cu fluoruri și cloruri, suferă un proces convențional de schimb ionic în timpul căruia se formează halogenură de hidrogen gazoasă:

CaCI2 + H2S04 (conc.) → CaS04 + 2HCI

CaF2 + H2S04 (conc.) → CaS04 + 2HF

Dar halogenii din compoziția bromurilor și iodurilor (precum și în compoziția halogenurilor de hidrogen corespunzătoare) sunt oxidați la halogeni liberi. Doar sulful este redus în moduri diferite: iodura este un agent reducător mai puternic decât bromura. Prin urmare, iodura reduce sulful la hidrogen sulfurat, iar bromura la dioxid de sulf:

2H 2 ASA DE 4( conc. .) + 2NaBr → Na 2 ASA DE 4 + 2 ore 2 O+SO 2 +Br 2

H 2 ASA DE 4( conc. .) + 2HBr → 2H 2 O+SO 2 +Br 2

5H 2 ASA DE 4( conc. .) + 8NaI → 4Na 2 ASA DE 4 + 4 ore 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

H 2 ASA DE 4( conc. .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

Acidul clorhidric și acidul fluorhidric (precum și sărurile acestora) sunt rezistente la acțiunea oxidantă a H2SO4 (conc).

Și, în sfârșit, ultimul lucru: acesta este unic pentru acidul sulfuric concentrat, nimeni altcineva nu poate face asta. Ea are proprietate de eliminare a apei.

Acest lucru permite utilizarea acidului sulfuric concentrat într-o varietate de moduri:

În primul rând, uscarea substanțelor. Acidul sulfuric concentrat elimină apa din substanță și „devine uscată”.

În al doilea rând, un catalizator în reacțiile în care apa este eliminată (de exemplu, deshidratare și esterificare):

H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (conc.)) → H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O

H 3 C–CH 2 –OH (H 2 SO 4 (conc.)) → H 2 C =CH 2 + H 2 O

Acid concentrat, precauții de siguranță la lucru.

ACID SULFURIC. PROPRIETATI FIZICE SI CHIMICE.

Proprietăți fizice: Acidul sulfuric anhidru este un lichid uleios incolor care cristalizează la 10,5 0 C. Este miscibil cu apa în orice raport. Când se dizolvă în apă, se eliberează o cantitate mare

căldură. În acest caz, se formează hidrați de acid sulfuric.

Deoarece dizolvarea H 2 SO 4 în apă este însoțită de degajarea unei cantități mari de căldură; această operație trebuie efectuată cu mare grijă. Pentru a evita stropirea stratului de suprafață încălzit al soluției, acid sulfuric trebuie turnat în apă.

Acidul sulfuric concentrat absoarbe viguros umiditatea și, prin urmare, este folosit pentru uscarea gazelor.

PROPRIETĂȚI CHIMICE ALE ACIDULUI SULFURIC.

Este un acid dibazic.

Formula structurala:

Acid sulfuric concentrat - agent oxidant energetic :

1. Când este încălzit, oxidează majoritatea metalelor, inclusiv cuprul, argintul și mercurul. În funcție de activitatea metalului, produsele de reducere pot fi: S0, S02, H2S, dar mai des până când SO2.

De exemplu: atunci când interacționează cu cuprul și alte metale slab active la încălzire, se formează SO 2.

Cu + 2 H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

Reductor oxidant

Cu 0 - 2ē - Cu +2 1 ok, ma bucur

SO 4 2- + 4H - +2ē - SO 2 0 +2H 2 O 1 Ave. duminica ok

La rece, acidul sulfuric concentrat (peste 93%) nu interacționează cu metalele active precum aluminiul, fierul și cromul.

Acest fenomen se explică prin pasivarea metalelor. Această caracteristică a acidului sulfuric este utilizată pe scară largă pentru transportul acestuia din urmă în recipiente de fier.

2. Când este fiert, oxidează nemetale precum sulful și carbonul:

S + 2H2SO4 = 3S02 +2H2O

C + 2 H 2 SO 4 = CO 2 + 2 SO 2 + 2 H 2 O

3. Efect de eliminare a apei (carcare).

PROPRIETĂȚI ALE ACIDULUI SULFURIC DILUAT.

1. Schimbă culoarea indicatorului.

2. Interacționează cu oxizii bazici și amfoteri:

Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

3. Cu baze (reacție de neutralizare):

H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + H2O

3H 2 SO 4 + 2 Al(OH) 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 6 H 2 O

4. Cu săruri:

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

Concluzii:

1.Acidul sulfuric anhidru este un lichid uleios incolor care cristalizează la 10,5 0 C. Poate fi amestecat cu apă în orice proporție.

2. Pentru că dizolvarea H 2 SO 4 în apă este însoțită de degajarea unei cantități mari de căldură; această operație trebuie efectuată cu mare grijă. Pentru a evita stropirea stratului de suprafață încălzit al soluției, acid sulfuric trebuie turnat în apă.

3. Acidul sulfuric concentrat absoarbe viguros umezeala și, prin urmare, este utilizat pentru uscarea gazelor.

4.Acid sulfuric este un acid dibazic.

5. Acid sulfuric concentrat - agent oxidant energetic .

· Când este încălzit, oxidează majoritatea metalelor, inclusiv cuprul, argintul și mercurul. În funcție de activitatea metalului, produsele de reducere pot fi: S0, S02, H2S, dar mai des până când SO2.

· .La rece, acidul sulfuric concentrat (peste 93%) nu interactioneaza cu metalele active precum aluminiul, fierul, cromul.

· Când este fiert, oxidează nemetale precum sulful și carbonul.

· Acțiune de eliminare a apei (carcare).

6. PROPRIETĂȚI ALE ACIDULUI SULFURIC DILUAT.

· Schimbă culoarea indicatorului.

· Interacționează cu:

· cu oxizi bazici şi amfoteri.

· Cu baze (reacție de neutralizare).

· Cu săruri.

Sulfati. Reacția calitativă la ionul sulfat

Reactivul pentru ionul sulfat este clorura de bariu.

Clorura de bariu BaCl2 precipită din soluții diluate de sulfați un precipitat alb cristalin, insolubil de sulfat de bariu:

BaCl2 + Na2SO4 = BaS04 ↓ + 2 NaCl

Ba2+ + SO42- = BaS04↓

reacție farmacopeică.

Tehnică: la 2 picături de soluție de sulfat de sodiu Na2SO4 adăugați soluție de clorură de bariu BaCl2și observați precipitațiile.

Concluzii:

1. Reactivul pentru ionul sulfat este clorura de bariu.

2.Clorura de bariu BaCl2 Precipită un precipitat alb, cristalin, insolubil de sulfat de bariu din soluții diluate de sulfați.

Orice acid este o substanță complexă a cărei moleculă conține unul sau mai mulți atomi de hidrogen și un reziduu acid.

Formula acidului sulfuric este H2SO4. În consecință, molecula de acid sulfuric conține doi atomi de hidrogen și reziduul acid SO4.

Acidul sulfuric se formează atunci când oxidul de sulf reacţionează cu apa

SO3+H2O -> H2SO4

Acidul sulfuric pur 100% (monohidrat) este un lichid greu, vâscos ca uleiul, incolor și inodor, cu gust acru de „cupru”. Deja la o temperatură de +10 ° C se întărește și se transformă într-o masă cristalină.

Acidul sulfuric concentrat conține aproximativ 95% H2SO4. Și se întărește la temperaturi sub –20°C.

Interacțiunea cu apa

Acidul sulfuric se dizolvă bine în apă, amestecându-se cu el în orice proporție. Aceasta eliberează o cantitate mare de căldură.

Acidul sulfuric poate absorbi vaporii de apă din aer. Această proprietate este utilizată în industrie pentru uscarea gazelor. Gazele sunt uscate prin trecerea lor prin recipiente speciale cu acid sulfuric. Desigur, această metodă poate fi folosită doar pentru acele gaze care nu reacţionează cu ea.

Se știe că atunci când acidul sulfuric intră în contact cu multe substanțe organice, în special carbohidrați, aceste substanțe devin carbonizate. Faptul este că carbohidrații, precum apa, conțin atât hidrogen, cât și oxigen. Acidul sulfuric ia aceste elemente din ele. Ceea ce rămâne este cărbune.

Într-o soluție apoasă de H2SO4, indicatorii turnesol și metil portocaliu devin roșii, ceea ce indică faptul că această soluție are un gust acru.

Interacțiunea cu metalele

Ca orice alt acid, acidul sulfuric este capabil să înlocuiască atomii de hidrogen cu atomi de metal din molecula sa. Interacționează cu aproape toate metalele.

Acid sulfuric diluat reacţionează cu metalele ca un acid obişnuit. Ca rezultat al reacției, se formează o sare cu un reziduu acid SO4 și hidrogen.

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

A acid sulfuric concentrat este un agent oxidant foarte puternic. Oxidează toate metalele, indiferent de poziția lor în seria de tensiune. Și atunci când reacționează cu metalele, el însuși este redus la SO2. Hidrogenul nu este eliberat.

Сu + 2 H2SO4 (conc) = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 2H2SO4 (conc) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Dar aurul, fierul, aluminiul și metalele din grupul platinei nu se oxidează în acid sulfuric. Prin urmare, acidul sulfuric este transportat în rezervoare de oțel.

Sărurile acidului sulfuric care se obțin în urma unor astfel de reacții se numesc sulfați. Sunt incolore și se cristalizează ușor. Unele dintre ele sunt foarte solubile în apă. Doar CaSO4 și PbSO4 sunt ușor solubile. BaSO4 este aproape insolubil în apă.

Interacțiunea cu bazele

Reacția dintre acizi și baze se numește reacție de neutralizare. Ca rezultat al reacției de neutralizare a acidului sulfuric, se formează o sare care conține reziduul acid SO4 și apă H2O.

Exemple de reacții de neutralizare a acidului sulfuric:

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

H2SO4 + CaOH = CaSO4 + 2 H2O

Acidul sulfuric reacționează prin neutralizare atât cu baze solubile, cât și cu baze insolubile.

Deoarece molecula de acid sulfuric are doi atomi de hidrogen și sunt necesare două baze pentru a o neutraliza, este clasificată ca acid dibazic.

Interacțiunea cu oxizii bazici

Din cursul de chimie școlară știm că oxizii sunt substanțe complexe care conțin două elemente chimice, dintre care unul este oxigenul în starea de oxidare -2. Oxizii de bază se numesc oxizi ai 1, 2 și vreo 3 metale de valență. Exemple de oxizi bazici: Li2O, Na2O, CuO, Ag2O, MgO, CaO, FeO, NiO.

Acidul sulfuric reacţionează cu oxizii bazici într-o reacţie de neutralizare. Ca rezultat al acestei reacții, ca și în reacția cu bazele, se formează sare și apă. Sarea conține reziduul acid SO4.

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Interacțiunea cu sărurile

Acidul sulfuric reacționează cu sărurile acizilor mai slabi sau volatili, înlocuind acești acizi din aceștia. Ca rezultat al acestei reacții, se formează o sare cu un reziduu acid SO4 și un acid

H2S04+BaCl2=BaS04+2HCI

Aplicarea acidului sulfuric și a compușilor săi

Terci de bariu BaSO4 este capabil să blocheze razele X. Umplând cu el organele goale ale corpului uman, radiologii le examinează.

În medicină și construcții, gipsul natural CaSO4 * 2H2O și sulfatul de calciu hidratul cristalin sunt utilizate pe scară largă. Sarea lui Glauber Na2SO4 * 10H2O este folosită în medicină și medicina veterinară, în industria chimică - pentru producerea de sifon și sticlă. Sulfatul de cupru CuSO4 * 5H2O este cunoscut grădinarilor și agronomilor, care îl folosesc pentru a combate dăunătorii și bolile plantelor.

Acidul sulfuric este utilizat pe scară largă în diverse industrii: chimică, prelucrarea metalelor, ulei, textile, piele și altele.

În tehnologie, acidul sulfuric este numit amestecul său atât cu apă, cât și cu anhidrida sulfuric SO3. Dacă raportul molar SO3:H2O< 1, то это водный раствор серной кислоты, если >1 - soluție de SO3 în acid sulfuric (oleum).

• 1 Titlu
• 2 Proprietăți fizice și fizico-chimice
  • 2.1 Oleum
• 3 Proprietăți chimice
• 4 Aplicare
• 5 Efect toxic
• 6 Informații istorice
• 7 Informații suplimentare
• 8 Prepararea acidului sulfuric
  • 8.1 Prima metodă
  • 8.2 A doua metodă
• 9 Standarde
• 10 note
• 11 Literatură
• 12 legături

Nume

În secolele XVIII-XIX, în fabricile de vitriol se producea sulf pentru praf de pușcă din pirita de sulf (pirită). Acidul sulfuric la acea vreme era numit „ulei de vitriol” (de regulă, era un hidrat cristalin, cu o consistență care amintește de ulei), evident de aici și originea denumirii sărurilor sale (sau mai bine zis, hidrați cristalini) - vitriol .

Proprietăți fizice și fizico-chimice

Acid foarte puternic, la 18°C ​​pKa (1) = -2,8, pKa (2) = 1,92 (K₂ 1,2 10−2); lungimi de legătură în moleculă S=O 0,143 nm, S-OH 0,154 nm, unghi HOSOH 104°, OSO 119°; fierbe, formând un amestec azeotrop (98,3% H2SO4 și 1,7% H2O cu un punct de fierbere de 338,8 ° C). Acidul sulfuric corespunzător conținutului de 100% H2SO4 are următoarea compoziție (%): H2SO4 99,5, HSO4− - 0,18, H3SO4+ - 0,14, H3O+ - 0,09, H2S2O7 - 0,04, HS2O7⁻ - 0,05. Miscibil cu apa si SO3, in toate proportiile. În soluții apoase, acidul sulfuric se disociază aproape complet în H3O+, HSO3+ și 2HSO₄−. Formează H2SO4 nH2O hidrați, unde n = 1, 2, 3, 4 și 6,5.

Oleum

Articolul principal: Oleum

Soluțiile de anhidridă sulfuric SO3 în acid sulfuric se numesc oleum, formează doi compuși H2SO4 SO3 și H2SO4 2SO3.

Oleum conține și acizi pirosulfuric, obținuți prin reacțiile:

Punctul de fierbere al soluțiilor apoase de acid sulfuric crește odată cu creșterea concentrației sale și atinge un maxim la un conținut de 98,3% H2SO4.

Proprietățile soluțiilor apoase de acid sulfuric și oleum

Conținut % în greutate		Densitate la 20 ℃, g/cm³	Punct de topire, ℃	Punct de fierbere, ℃
H2SO4	SO3 (gratuit)
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

Punctul de fierbere al oleumului scade odată cu creșterea conținutului de SO3. Pe măsură ce concentrația soluțiilor apoase de acid sulfuric crește, presiunea totală a vaporilor deasupra soluțiilor scade și atinge un minim la un conținut de 98,3% H2SO4. Pe măsură ce concentrația de SO3 în oleum crește, presiunea totală a vaporilor deasupra acesteia crește. Presiunea vaporilor peste soluțiile apoase de acid sulfuric și oleum poate fi calculată folosind ecuația:

valorile coeficienților A și depind de concentrația de acid sulfuric. Vaporii peste soluții apoase de acid sulfuric constă dintr-un amestec de vapori de apă, H2SO4 și SO3, iar compoziția vaporilor diferă de compoziția lichidului la toate concentrațiile de acid sulfuric, cu excepția amestecului azeotrop corespunzător.

Odată cu creșterea temperaturii, disocierea crește:

Ecuația pentru dependența de temperatură a constantei de echilibru:

La presiune normală, grad de disociere: 10⁻⁵ (373 K), 2,5 (473 K), 27,1 (573 K), 69,1 (673 K).

Densitatea acidului sulfuric 100% poate fi determinată prin ecuația:

Odată cu creșterea concentrației de soluții de acid sulfuric, capacitatea lor termică scade și atinge un minim pentru acid sulfuric 100%; capacitatea termică a oleumului crește odată cu creșterea conținutului de SO3.

Odată cu creșterea concentrației și scăderea temperaturii, conductivitatea termică λ scade:

unde C este concentrația acidului sulfuric, în%.

Oleum H2SO4·SO3 are vâscozitatea maximă; cu creșterea temperaturii, η scade. Rezistența electrică a acidului sulfuric este minimă la concentrații de SO3 și 92% H2SO4 și maximă la concentrații de 84 și 99,8% H2SO4. Pentru oleum, ρ minim este la o concentrație de 10% SO3. Odată cu creșterea temperaturii, ρ de acid sulfuric crește. Constanta dielectrică a acidului sulfuric 100% 101 (298,15 K), 122 (281,15 K); constantă crioscopică 6,12, constantă ebulioscopică 5,33; coeficientul de difuzie al vaporilor de acid sulfuric în aer variază în funcție de temperatură; D = 1,67.10⁻⁵T3/2 cm²/s.

Proprietăți chimice

Acidul sulfuric în formă concentrată când este încălzit este un agent oxidant destul de puternic; oxidează HI și parțial HBr la halogeni liberi, carbonul la CO2, sulful la SO2, oxidează multe metale (Cu, Hg, cu excepția aurului și platinei). În acest caz, acidul sulfuric concentrat este redus la SO2, de exemplu:

Cei mai puternici agenți reducători reduc acidul sulfuric concentrat la S și H2S. Acidul sulfuric concentrat absoarbe vaporii de apă, deci este folosit pentru uscarea gazelor, lichidelor și solidelor, de exemplu în desicatoare. Cu toate acestea, H2SO4 concentrat este parțial redus de hidrogen, motiv pentru care nu poate fi folosit pentru uscare. Prin scindarea apei din compușii organici și lăsând în urmă cărbune negru (cărbune), acidul sulfuric concentrat duce la carbonizarea lemnului, zahărului și a altor substanțe.

H2SO4 diluat interacționează cu toate metalele situate în seria tensiunii electrochimice la stânga hidrogenului cu eliberarea acestuia, de exemplu:

Proprietățile oxidante ale H2SO4 diluate sunt necaracteristice. Acidul sulfuric formează două serii de săruri: mediu - sulfați și acid - hidrosulfați, precum și esteri. Sunt cunoscuți acid peroxomonosulfuric (sau acid caro) H2SO5 și acid peroxodisulfuric H2S2O8.

Acidul sulfuric reacționează și cu oxizii bazici, formând sulfat și apă:

În instalațiile de prelucrare a metalelor, o soluție de acid sulfuric este utilizată pentru a îndepărta un strat de oxid metalic de pe suprafața produselor metalice care sunt supuse la căldură ridicată în timpul procesului de fabricație. Astfel, oxidul de fier este îndepărtat de pe suprafața tablei de fier prin acțiunea unei soluții încălzite de acid sulfuric:

O reacție calitativă la acidul sulfuric și sărurile sale solubile este interacțiunea lor cu sărurile de bariu solubile, care are ca rezultat formarea unui precipitat alb de sulfat de bariu, insolubil în apă și acizi, de exemplu:

Aplicație

Se utilizează acid sulfuric:

• în prelucrarea minereului, în special în extragerea elementelor rare, incl. uraniu, iridiu, zirconiu, osmiu etc.;
• în producția de îngrășăminte minerale;
• ca electrolit în bateriile cu plumb;
• pentru obținerea diverșilor acizi și săruri minerale;
• în producția de fibre chimice, coloranți, care formează fum și explozivi;
• în industria petrolului, prelucrarea metalelor, textile, piele și alte industrii;
• în industria alimentară – înregistrat ca aditiv alimentar E513(emulgator);
• în sinteza organică industrială în reacții:
  • deshidratare (producerea de eter dietilic, esteri);
  • hidratare (etanol din etilenă);
  • sulfonare (detergenți sintetici și intermediari în producerea coloranților);
  • alchilare (producerea de izooctan, polietilen glicol, caprolactamă) etc.
  • Pentru refacerea rășinilor în filtre în producția de apă distilată.

Producția mondială de acid sulfuric este de cca. 160 de milioane de tone pe an. Cel mai mare consumator de acid sulfuric este producția de îngrășăminte minerale. Îngrășămintele cu fosfor P₂O₅ consumă de 2,2-3,4 ori mai multă masă de acid sulfuric, iar acidul sulfuric (NH₄)₂SO₄ consumă 75% din masa (NH₄)₂SO₄ consumată. Prin urmare, ei tind să construiască plante de acid sulfuric împreună cu fabrici pentru producția de îngrășăminte minerale.

Efect toxic

Acidul sulfuric și oleum sunt substanțe foarte corozive. Acestea afectează pielea, membranele mucoase și tractul respirator (provoacă arsuri chimice). La inhalarea vaporilor acestor substanțe, acestea provoacă dificultăți de respirație, tuse și adesea laringită, traheită, bronșită etc. Concentrația maximă admisă de aerosol de acid sulfuric în aerul zonei de lucru este de 1,0 mg/m³, în aerul atmosferic 0,3 mg/m³ (maximum o singură dată) și 0,1 mg/m³ (medie zilnică). Concentrația dăunătoare a vaporilor de acid sulfuric este de 0,008 mg/l (expunere 60 min), letală 0,18 mg/l (60 min). Clasa de pericol II. Un aerosol de acid sulfuric se poate forma în atmosferă ca urmare a emisiilor din industriile chimice și metalurgice care conțin oxizi de S și cad sub formă de ploi acide.

Informații istorice

Acidul sulfuric este cunoscut din cele mai vechi timpuri, prezentând în natură sub formă liberă, de exemplu, sub formă de lacuri lângă vulcani. Poate că prima mențiune a gazelor acide produse prin calcinarea alaunului sau a sulfatului de fier al „pietrei verzi” se găsește în scrierile atribuite alchimistului arab Jabir ibn Hayyan.

În secolul al IX-lea, alchimistul persan Ar-Razi, calcinând un amestec de fier și sulfat de cupru (FeSO4 7H2O și CuSO4 5H2O), a obținut și o soluție de acid sulfuric. Această metodă a fost îmbunătățită de alchimistul european Albert Magnus, care a trăit în secolul al XIII-lea.

Schema de producere a acidului sulfuric din sulfat feros - descompunerea termică a sulfatului de fier (II) urmată de răcirea amestecului

Moleculă de acid sulfuric Dalton

1. 2FeSO4+7H2O→Fe2O3+SO2+H2O+O2
2. SO2+H2O+1/2O2 ⇆ H2SO4

Lucrările alchimistului Valentin (secolul al XIII-lea) descriu o metodă de producere a acidului sulfuric prin absorbția gazului (anhidridă sulfuric) eliberat prin arderea unui amestec de pulberi de sulf și nitrat cu apă. Ulterior, această metodă a stat la baza așa-numitului. Metoda „cameră”, realizată în camere mici căptușite cu plumb, care nu se dizolvă în acid sulfuric. În URSS, această metodă a existat până în 1955.

Alchimiștii secolului al XV-lea cunoșteau și o metodă de producere a acidului sulfuric din pirit - pirita de sulf, o materie primă mai ieftină și mai comună decât sulful. Acidul sulfuric este produs astfel de 300 de ani, în cantități mici în retorte de sticlă. Ulterior, în legătură cu dezvoltarea catalizei, această metodă a înlocuit metoda camerei pentru sinteza acidului sulfuric. În prezent, acidul sulfuric este produs prin oxidarea catalitică (pe V2O5) a oxidului de sulf (IV) în oxid de sulf (VI) și dizolvarea ulterioară a oxidului de sulf (VI) în acid sulfuric 70% pentru a forma oleum.

În Rusia, producția de acid sulfuric a fost organizată pentru prima dată în 1805, lângă Moscova, în districtul Zvenigorod. În 1913, Rusia ocupa locul 13 în lume în producția de acid sulfuric.

Informații suplimentare

Picături mici de acid sulfuric se pot forma în straturile mijlocii și superioare ale atmosferei ca urmare a reacției vaporilor de apă și cenușii vulcanice care conțin cantități mari de sulf. Suspensia rezultată, datorită albedoului ridicat al norilor de acid sulfuric, face dificilă atingerea luminii solare la suprafața planetei. Prin urmare (și, de asemenea, ca urmare a numărului mare de particule minuscule de cenușă vulcanică din atmosfera superioară, care împiedică, de asemenea, accesul luminii solare pe planetă), pot apărea schimbări climatice semnificative după erupții vulcanice deosebit de puternice. De exemplu, ca urmare a erupției vulcanului Ksudach (Peninsula Kamchatka, 1907), o concentrație crescută de praf în atmosferă a rămas timp de aproximativ 2 ani, iar nori noctilucenți caracteristici de acid sulfuric au fost observați chiar și la Paris. Explozia muntelui Pinatubo din 1991, care a eliberat 3 107 tone de sulf în atmosferă, a avut ca rezultat ca 1992 și 1993 să fie semnificativ mai reci decât 1991 și 1994.

Prepararea acidului sulfuric

Articolul principal: Producția de acid sulfuric

Prima cale

A doua cale

În acele cazuri rare când hidrogenul sulfurat (H2S) înlocuiește sulfatul (SO4-) dintr-o sare (cu metale Cu, Ag, Pb, Hg), produsul secundar este acidul sulfuric

Sulfurile acestor metale au cea mai mare rezistență, precum și o culoare neagră distinctivă.

Standarde

• Acid sulfuric tehnic GOST 2184-77
• Acid sulfuric de baterie. Specificații tehnice GOST 667-73
• Acid sulfuric de o puritate deosebită. Specificații tehnice GOST 1422-78
• Reactivi. Acid sulfuric. Specificații tehnice GOST 4204-77

Note

1. Ushakova N. N., Figurnovsky N. A. Vasily Mihailovici Severgin: (1765-1826) / Ed. I. I. Shafranovsky. M.: Nauka, 1981. P. 59.
2. 1 2 3 Khodakov Yu.V., Epshtein D.A., Gloriozov P.A. § 91. Proprietăţile chimice ale acidului sulfuric // Chimie anorganică: Manual pentru clasele 7-8 de gimnaziu. - Ed. a XVIII-a. - M.: Educaţie, 1987. - P. 209-211. - 240 s. - 1.630.000 de exemplare.
3. Khodakov Yu.V., Epshtein D.A., Gloriozov P.A. § 92. Reacția calitativă la acidul sulfuric și sărurile sale // Chimie anorganică: Manual pentru clasele 7-8 de gimnaziu. - Ed. a XVIII-a. - M.: Educație, 1987. - P. 212. - 240 p. - 1.630.000 de exemplare.
4. Directorul artistic al Teatrului Bolșoi, Serghei Filin, i s-a stropit cu acid sulfuric pe față
5. Epstein, 1979, p. 40
6. Epstein, 1979, p. 41
7. vezi articolul „Vulcani și climă” (rusă)
8. Arhipelagul rus – Este omenirea de vină pentru schimbările climatice globale? (Rusă)

Literatură

• Manual de acid sulfuric, ed. K. M. Malina, ed. a II-a, M., 1971
• Epstein D. A. Tehnologia chimică generală. - M.: Chimie, 1979. - 312 p.

Legături

• Articolul „Acid sulfuric” (Enciclopedia chimică)
• Densitatea și valoarea pH-ului acidului sulfuric la t=20 °C

Sulfati

Aluminiu (KAl(SO4)2 12H2O) Sulfat de amoniu și aluminiu ((NH4)Al(SO4)2) Sulfat de amoniu fier (NH4Fe(SO4)2) Sulfat de amoniu fier (II) (22) Sulfat de amoniu fier (III) (NH4Fe() SO4)2) Sulfat de ceriu(IV) de amoniu ((NH4)4Ce(SO4)4) Sulfat de magneziu heptahidrat (MgSO4) Sulfat acid de amoniu ((NH4)HSO4) Sulfat acid de potasiu (KHSO4) Sulfat acid de sodiu (NaHSO4) Disulfat de potasiu ( K2S2O7) Disulfat de sodiu (Na2S2O7) Sulfat bazic de fier (III) ((OH)2) Vitriol de alaun Sulfat de oxid de titan (TiOSO4) Oleum (H2SO4 xSO3) Acid pirosulfuric (H2S2O7) (H2SO4) Săruri Tutton (Actiniu(III) sulfat de actiniu(III) SO4)3) Sulfat de aluminiu (Al2(SO4)3) Sulfat de aluminiu (NaAl(SO4)2) Sulfat de amoniu ((NH4)2SO4) Sulfat de bariu (BaSO4) Sulfat de beriliu (BeSO4) Sulfat de vanadil (VOSO4) Sulfat de vanadiu( III) (V2(SO4)3) Sulfat de bismut (Bi2(SO4)3) Sulfat de hidroxiamoniu ((NH3OH)2SO4) Sulfat de fier (II) (FeSO4) Sulfat de fier (III) (Fe2(SO4)3) Sulfat de indiu (III) ) (In2(SO4)3) Sulfat de iridiu (III) (Ir2(SO4)3) Sulfat de cadmiu (CdSO4) Sulfat de potasiu (K2SO4) Sulfat de calciu (CaSO4) Sulfat de cobalt (II) (CoSO4) Sulfat de cobalt (III) (Co2 ( SO4)3) Sulfat de litiu (Li2SO4) Sulfat de magneziu (MgSO4) Sulfat de mangan (II) (MnSO4) Sulfat de mangan (III) (Mn2(SO4)3) Sulfat de cupru (I) (Cu2SO4) Sulfat de cupru (II) (CuSO4) Sulfat de sodiu (Na2SO4) Sulfat de nichel(II) (NiSO4) Sulfat de staniu (II) (SnSO4) Sulfat de praseodim (Pr2(SO4)3) Sulfat de mercur (I) (Hg2SO4) Sulfat de mercur (II) (HgSO4) Sulfat de plumb( II) ) (PbSO4) Sulfat de argint (Ag2SO4) Sulfat de stronțiu (SrSO4) Sulfat de antimoniu (Sb2(SO4)3) Sulfat de taliu (I) (Tl2SO4) Sulfat de taliu (III) (Tl2(SO4)3) Sulfat de tetraamină de cupru (II) ( Cu(NH3)4SO4) Sulfat de titan (III) (Ti2(SO4)3) Sulfat de titan (IV) (Ti(SO4)2) Sulfat de uraniu (U(SO4)2) Sulfat de uranil (UO2SO4) Sulfat de crom (III) ( Cr2(SO4)3) Sulfat de crom(III)-potasiu (KCr(SO4)2) Sulfat de cesiu (Cs2SO4) Sulfat de ceriu (IV) (Ce(SO4)2) Sulfat de zinc (ZnSO4) Sulfat de zirconiu (Zr(SO4)2 )

acid sulfuric, acid sulfuric Wikipedia, hidroliza acidului sulfuric, acidul sulfuric efectul său 1, clasa de pericol pentru acid sulfuric, cumpără acid sulfuric în Ucraina, aplicarea acidului sulfuric, acidul sulfuric corodează, acid sulfuric cu apă, formula acidului sulfuric

Informații despre acid sulfuric