Kyselina sírová je jednou z nejsilnějších kyselin, což je olejovitá kapalina. Chemické vlastnosti kyseliny sírové ji činí široce používanou v průmyslu.

obecný popis

Kyselina sírová (H 2 SO 4) má charakteristické vlastnosti kyseliny a je silným oxidačním činidlem. Toto je nejaktivnější anorganická kyselina s bodem tání 10°C. Kyselina vře při 296 °C za uvolňování vody a oxidu síry SO 3 . Je schopen absorbovat vodní páru, proto se používá k sušení plynů.

Rýže. 1. Kyselina sírová.

Kyselina sírová se průmyslově vyrábí z oxidu siřičitého (SO 2 ), který vzniká při spalování síry nebo pyritů. Kyselina se tvoří dvěma hlavními způsoby:

• Kontakt (koncentrace 94%) - oxidace oxidu siřičitého na oxid sírový (SO 3) s následnou hydrolýzou:

  2SO 2 + O 2 -> 2SO3; S03 + H20 -> H2S04;

• dusný (koncentrace 75%) - oxidace oxidu siřičitého oxidem dusičitým při interakci vody:

  SO 2 + NO 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + NO.

Roztok SO 3 v kyselině sírové se nazývá oleum. Používá se také k výrobě kyseliny sírové.

Rýže. 2. Proces získávání kyseliny sírové.

Reakce s vodou podporuje uvolňování velkého množství tepla. Proto se kyselina mísí s vodou a ne naopak. Voda je lehčí než kyselina a zůstává na povrchu. Pokud ke kyselině přidáte vodu, voda se okamžitě vaří, což způsobí rozstřikování kyseliny.

Vlastnosti

Kyselina sírová tvoří dva typy solí:

• kyselý - hydrosírany (NaHS04, KHS04);
• střední - sírany (BaSO 4, CaSO 4).

Chemické vlastnosti koncentrované kyseliny sírové jsou uvedeny v tabulce.

Reakce	Co se tvoří	Příklad
s kovy	oxid sírový; sirovodík	S aktivní: 2H 2 SO 4 + Mg → MgSO 4 + SO 2 + 2H 2 O S kovy střední aktivity: 4H 2 SO 4 + 2Cr → Cr 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O + S; S neaktivní: 2H 2 SO 4 + Cu → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
s nekovy	Kyselina; Oxid sírový	2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H20
S oxidy	Oxid sírový	Kovy: H 2 SO 4 + CuO → CuSO 4 + H 2 O; Nekovy: H 2 SO 4 + CO → CO 2 + SO 2 + H 2 O
Se základnami		H2SO4 + 2NaOH → Na2S04 + 2H20
	Oxid uhličitý; Kyselina	Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O Kvalitativní reakce: H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 (bílá sraženina) + 2HCl
Oxidace komplexních látek	Volné halogeny; oxid sírový;	H2S04 + 2HBr -> Br2 + S02 + 2H20; H2SO4 + 2HI -> I2 + 2H20 + SO2
Zuhelnatění cukrů (celulóza, škrob, glukóza)	oxid sírový; Oxid uhličitý;	C6H12O6 + 12H2SO4 → 18H20 + 12SO2 + 6CO2

Rýže. 3. Reakce s cukrem.

Zředěná kyselina neoxiduje nízkoaktivní kovy, které jsou v elektrochemické řadě po vodíku. Při interakci s aktivními kovy (lithium, draslík, sodík, hořčík) se uvolňuje vodík a vzniká sůl. koncentrovaná kyselina ukazuje oxidační vlastnosti s těžkými kovy, alkalickými kovy a kovy alkalických zemin při zahřívání. U zlata a platiny nedochází k žádné reakci.

Kyselina sírová (zředěná a koncentrovaná) za studena neinteraguje se železem, chromem, hliníkem, titanem, niklem. V důsledku pasivace kovů (vznik ochranného oxidového filmu) lze kyselinu sírovou přepravovat v kovových cisternách. Oxid železa se při zahřívání ničí.

co jsme se naučili?

Z hodiny 9. třídy jsme se učili o vlastnostech kyseliny sírové. Je to silné oxidační činidlo, které reaguje s kovy, nekovy, organické sloučeniny, soli, zásady, oxidy. Při interakci s vodou se uvolňuje teplo. Kyselina sírová se získává z oxidu sírového. Koncentrovaná kyselina bez zahřívání neinteraguje s některými kovy, což umožňuje přepravu kyseliny v kovové nádobě.

Tématický kvíz

Vyhodnocení zprávy

Průměrné hodnocení: 4.1. Celková obdržená hodnocení: 150.

DEFINICE

bezvodý kyselina sírová je těžká viskózní kapalina, která je snadno mísitelná s vodou v jakémkoli poměru: interakce se vyznačuje mimořádně velkým exotermickým účinkem (~880 kJ / mol při nekonečném ředění) a může vést k explozivnímu varu a rozstřikování směsi, pokud je voda přidán do kyseliny; proto je tak důležité používat při přípravě roztoků vždy obrácené pořadí a kyselinu přidávat do vody pomalu a za míchání.

Některé fyzikální vlastnosti kyseliny sírové jsou uvedeny v tabulce.

Bezvodá H 2 SO 4 je pozoruhodná sloučenina s neobvykle vysokou dielektrickou konstantou a velmi vysokou elektrickou vodivostí, která je způsobena iontovou autodisociací (autoprotolýzou) sloučeniny, stejně jako vodivostním mechanismem relé přenosu protonů, který zajišťuje průtok elektrický proud přes viskózní kapalinu velký počet Vodíkové vazby.

Stůl 1. Fyzikální vlastnosti kyselina sírová.

Získání kyseliny sírové

Kyselina sírová je nejdůležitější průmyslová chemikálie a nejlevnější volně ložená kyselina vyráběná kdekoli na světě.

Koncentrovaná kyselina sírová („vitriolový olej“) byla nejprve získána zahříváním „zeleného vitriolu“ FeSO 4 x nH 2 O a spotřebována ve velkých množstvích k získání Na 2 SO 4 a NaCl.

V moderní proces Pro výrobu kyseliny sírové se používá katalyzátor tvořený oxidem vanadičným s přídavkem síranu draselného na nosiči oxidu křemičitého nebo křemeliny. Oxid siřičitý SO 2 se získává pálením čisté síry nebo pražením sulfidové rudy (především pyritu nebo rud Cu, Ni a Zn) při extrakci těchto kovů, poté se SO 2 oxiduje na oxid a následně se získá kyselina sírová rozpuštění ve vodě:

S + 02 -> S02 (AH 0 - 297 kJ/mol);

S02 + 1/2 02 -> S03 (AH 0 - 9,8 kJ/mol);

SO3 + H20 → H2S04 (AH 0 - 130 kJ/mol).

Chemické vlastnosti kyseliny sírové

Kyselina sírová je silná dvojsytná kyselina. V první fázi, v roztocích nízké koncentrace, disociuje téměř úplně:

H 2 SO 4 ↔H + + HSO 4 -.

Disociace na druhém stupni

HSO 4 - ↔H + + SO 4 2-

probíhá v menší míře. Disociační konstanta kyseliny sírové ve druhém stupni, vyjádřená jako iontová aktivita, K 2 = 10 -2.

Jako dvojsytná kyselina tvoří kyselina sírová dvě řady solí: střední a kyselé. Střední soli kyseliny sírové se nazývají sírany a soli kyselin se nazývají hydrosírany.

Kyselina sírová nenasytně absorbuje vodní páru, a proto se často používá k sušení plynů. Schopnost absorbovat vodu také vysvětluje zuhelnatění mnohých organická hmota, zejména ty, které patří do třídy sacharidů (vláknina, cukr atd.), když jsou vystaveny koncentrované kyselině sírové. Kyselina sírová odstraňuje vodík a kyslík ze sacharidů, které tvoří vodu, a uhlík se uvolňuje ve formě uhlí.

Koncentrovaná kyselina sírová, zvláště horká, je silné oxidační činidlo. Oxiduje HI a HBr (ale ne HCl) na volné halogeny, uhlí na CO 2, síru na SO 2 . Tyto reakce jsou vyjádřeny rovnicemi:

8HI + H2S04 \u003d 4I2 + H2S + 4H20;

2HBr + H2S04 \u003d Br2 + S02 + 2H20;

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

S + 2H2S04 \u003d 3SO2 + 2H20.

Interakce kyseliny sírové s kovy probíhá odlišně v závislosti na její koncentraci. Zředěná kyselina sírová oxiduje svými vodíkovými ionty. Proto interaguje pouze s těmi kovy, které jsou v sérii napětí pouze do vodíku, například:

Zn + H2SO4 \u003d ZnS04 + H2.

Olovo se však ve zředěné kyselině nerozpouští, protože výsledná sůl PbSO 4 je nerozpustná.

Koncentrovaná kyselina sírová je oxidační činidlo způsobené sírou (VI). Oxiduje kovy v napěťové řadě až do stříbra včetně. Produkty jeho redukce mohou být různé v závislosti na aktivitě kovu a na podmínkách (koncentrace kyseliny, teplota). Při interakci s nízkoaktivními kovy, jako je měď, se kyselina redukuje na SO2:

Cu + 2H2SO4 \u003d CuS04 + SO2 + 2H20.

Při interakci s aktivnějšími kovy mohou být produkty redukce jak oxid, tak volná síra a sirovodík. Například při interakci se zinkem mohou nastat reakce:

Zn + 2H2S04 \u003d ZnS04 + S02 + 2H20;

3Zn + 4H2S04 = 3ZnS04 + S↓ + 4H20;

4Zn + 5H2S04 \u003d 4ZnSO4 + H2S + 4H20.

Použití kyseliny sírové

Použití kyseliny sírové se v jednotlivých zemích a v jednotlivých desetiletích liší. Takže například v USA je hlavní oblastí spotřeby H 2 SO 4 výroba hnojiv (70 %), následuje chemická výroba, metalurgie, rafinace ropy (~5 % v každé oblasti). Ve Spojeném království je rozdělení spotřeby podle průmyslu odlišné: pouze 30 % vyrobené H 2 SO 4 se používá při výrobě hnojiv, ale 18 % jde na barvy, pigmenty a meziprodukty barviv, 16 % na chemickou výrobu, 12 % na mýdlo a detergenty, 10 % na výrobu přírodních a umělých vláken a 2,5 % se používá v metalurgii.

Příklady řešení problémů

PŘÍKLAD 1

Úkol	Určete hmotnost kyseliny sírové, kterou lze získat z jedné tuny pyritu, pokud je výtěžek oxidu sírového (IV) při pražení 90 % a oxidu sírového (VI) při katalytické oxidaci síry (IV) je 95 %. z teoretického.
Řešení	Napišme reakční rovnici pro výpal pyritu: 4FeS2 + 11O2 \u003d 2Fe203 + 8SO2. Vypočítejte množství pyritové látky: n(FeS2) = m(FeS2)/M(FeS2); M (FeS 2) \u003d Ar (Fe) + 2 x Ar (S) \u003d 56 + 2 x 32 \u003d 120 g / mol; n (FeS 2) \u003d 1000 kg / 120 \u003d 8,33 kmol. Protože v reakční rovnici je koeficient pro oxid siřičitý dvakrát větší než koeficient pro FeS 2, teoreticky možné množství látky oxidu siřičitého (IV) je: n (SO 2) teorie \u003d 2 × n (FeS 2) \u003d 2 × 8,33 \u003d 16,66 kmol. A prakticky získané molární množství oxidu sírového (IV) je: n (SO 2) praxe \u003d η × n (SO 2) teorie nebo \u003d 0,9 × 16,66 \u003d 15 kmol. Napišme reakční rovnici pro oxidaci oxidu síry (IV) na oxid síry (VI): 2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3. Teoreticky možné množství látky oxidu síry (VI) je: n(SO 3) teorie \u003d n (SO 2) praxe \u003d 15 kmol. A prakticky získané molární množství oxidu sírového (VI) je: n(SO 3) praxe \u003d η × n (SO 3) teorie nebo \u003d 0,5 × 15 \u003d 14,25 kmol. Napíšeme reakční rovnici pro výrobu kyseliny sírové: SO3 + H20 \u003d H2SO4. Najděte množství látky kyseliny sírové: n (H 2 SO 4) \u003d n (SO 3) praxe \u003d 14,25 kmol. Výtěžek reakce je 100 %. Hmotnost kyseliny sírové je: m (H2S04) \u003d n (H2S04) x M (H2S04); M(H2S04) = 2xAr(H) + Ar(S) + 4xAr(O) = 2x1 + 32 + 4x16 = 98 g/mol; m (H2SO4) \u003d 14,25 × 98 \u003d 1397 kg.
Odpovědět	Hmotnost kyseliny sírové je 1397 kg

Úvod

Kyselina sírová je nejdůležitějším produktem základů chemického průmyslu. Mezi minerálními kyselinami produkovanými chemickým průmyslem je kyselina sírová na prvním místě z hlediska výroby a spotřeby. To je vysvětleno dvěma důvody: jeho levností ve srovnání se všemi ostatními kyselinami a jeho vlastnostmi. Kyselina sírová se používá v různých průmyslových odvětvích národní ekonomika, protože má soubor speciálních vlastností, které usnadňují jeho technologické použití. Kyselina sírová nekouří, nekoroduje železné kovy v koncentrované formě, je schopna tvořit četné stabilní soli a je levnou surovinou pro různá průmyslová odvětví. Největším spotřebitelem kyseliny sírové je v současnosti průmysl fosforečných a dusíkatých minerálních hnojiv, jako je síran amonný, ammofos, superfosfát atd. Jednoduchý superfosfát se získává úpravou apatitů a fosforitů kyselinou sírovou. Použití minerálních hnojiv pomáhá zvýšit výnos zemědělských plodin a obsah užitečných látek v nich. Kromě toho se kyselina sírová používá k výrobě některých kyselin (fosforečná, chlorovodíková, octová), síranů, umělých vláken, laků, barev, plastů, detergentů, výbušnin, léků, pesticidů a také při výrobě neželezných kovů. a vzácné kovy, alkoholy, ethery. Používá se k rafinaci ropných produktů, jako elektrolyt v kyselých bateriích, ve strojírenství - k přípravě povrchu kovů při nanášení galvanických povlaků. V kovodělném průmyslu se kyselina sírová a její soli používají k moření ocelových výrobků. Před nalezením použití pro látku, její fyzikální a Chemické vlastnosti. Poté se vyjasní hranice použití látky.

Technologická část

Kyselina sírová: fyzikální a chemické vlastnosti, použití

Fyzikální vlastnosti

Kyselina sírová H2SO4 je silná dvojsytná kyselina, odpovídající nejvyššímu oxidačnímu stavu síry (+6). Za normálních podmínek je koncentrovaná kyselina sírová těžká olejovitá kapalina, bez barvy a zápachu. Ve strojírenství se kyselina sírová nazývá její směsi s vodou a anhydridem kyseliny sírové SO3. Je-li molární poměr SO3:H2O 1, - roztok SO3 v kyselině sírové (oleum). Reaktivní kyselina sírová má obvykle hustotu 1,84 g/cm3 a obsahuje asi

95 % H2SO4. Vytvrzuje pouze pod -20 °C. Teplota tání monohydrátu je 10,37 °C se skupenským teplem tání 10,5 kJ/mol. Za normálních podmínek je to velmi viskózní kapalina s velmi vysokou dielektrickou konstantou (e = 100 při 25 °C). Standardní entalpie tvorby ДH=298 kJ/mol. Standardní Gibbsova energie tvorby ДG=298 kJ/mol. Standardní entropie formace S=298 J/mol·K. Standardní molární tepelná kapacita Cp =298 J/mol·K.

Chemické vlastnosti

Kyselina sírová je silná dvojsytná kyselina, její disociace probíhá ve dvou krocích:

H2SO4 = H+ + HSO4- - první krok

HSO4 =H+ + SO42- - druhý stupeň

V koncentrovaných roztocích je disociace kyseliny sírové ve druhém stupni zanedbatelná.

Kyselina sírová je nejsilnější dehydratační (vodu odstraňující) látka. Absorbuje vlhkost ze vzduchu (hygroskopická), odebírá vodu z krystalických hydrátů:

H2SO4 konc. + CuSO4*5H2O modrá = CuSO4 bílá + 5H2O;

sacharidy:

(uhlí dřevo a papír):

H2SO4 konc.+ C12H22O= 12C + 11H20;

Koncentrace H2S04 + C2H5OH = CH2=CH2 + H20

Kyselina sírová vykazuje všechny vlastnosti silných kyselin:

a) interaguje se zásaditými oxidy, například:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

b) s důvody, např.

2NaOH + H2SO4= Na2S04 + 2H20

c) vytěsňuje ze svých solí jiné kyseliny, například ty, které jsou slabší než on:

CaCO3 + H2SO4 = CaSO4 + CO2 + H2O

nebo těkavější (s body varu nižšími než má kyselina sírová):

NaN03 pevná látka. + H2SO4 konc = NaH SO4 + HNO3- při zahřátí.

Při redoxních reakcích vykazuje zředěná kyselina sírová vlastnosti běžné kyseliny (neoxidační činidlo) - zatímco ionty H + jsou redukovány, například: Fe + H2SO4 zředěné \u003d FeSO4 + H2. Zředěná H2SO4 neinteraguje s kovy napravo od vodíku v napěťové řadě. Koncentrovaná kyselina sírová je oxidační kyselina, zatímco síra je redukována (+6). Oxiduje kovy napravo od vodíku v napěťové řadě: Cu + 2 H2SO4conc \u003d CuSO4 + SO2 + 2H2O a kovy nalevo od vodíku, zatímco síra je redukována do oxidačního stavu +4, 0 a -2:

Zn + 2 H2SO4 = Zn SO4+ SO2 + 2H2O (1,12) 3Zn + 4 H2SO4 = 3Zn SO4 + S + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Železo, hliník, chrom se pasivují (nereagují) koncentrovanou kyselinou sírovou, při silném zahřátí však reakce začíná např.

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(S04)3 + 3S02 + 6H20.

Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje nekovy, například:

C + 2 H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O (1,16) S +2 H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

Koncentrovaná kyselina sírová také oxiduje komplexní látky, například HI a HBr:

2HBr + H2SO4 = Br2 + S02 + 2H20

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H20;

soli železa:

2FeS04 + 2H2SO4 = Fe2(S04)3 + 2H20 + SO2.

Kyselina sírová se vyrábí v několika stupních. Liší se koncentrací a množstvím nečistot. Pro výrobu lékařských přípravků, zejména čistých činidel, je pro plnění baterií zapotřebí čistá kyselina. Při moření kovů při výrobě superfosfátu můžete použít kyselinu, která má určité znečištění. Je to ekonomicky výhodné. Taková kyselina je levnější.V průmyslu kyseliny sírové se vyrábí tzv. oleum, které se používá při výrobě některých organických přípravků a výbušnin. Oleum je roztok anhydridu kyseliny sírové v kyselině sírové. Odrůdy oleum se liší koncentrací anhydridu kyseliny sírové v kyselině sírové. Pro některé speciální účely se vyrábí oleum obsahující až 60 % anhydridu kyseliny sírové. Technická kyselina sírová a technické oleum (GOST 2184-77) se tedy používají při výrobě různých solí, kyselin, různých organických produktů, barviv, výbušnin, minerálních hnojiv, jako odvodňovací a sušící činidlo, v procesech neutralizace, leptání a mnoho dalších. Tyto produkty nejsou hořlavé a patří mezi látky 2. třídy toxicity.

Nejširší uplatnění nachází kyselina sírová. Největším spotřebitelem kyseliny sírové je výroba minerálních hnojiv. Na 1 tunu fosfátových hnojiv P2O5 se spotřebuje 2,2-3,4 tuny kyseliny sírové a na 1 tunu (NH4)2SO4 - 0,75 tuny kyseliny sírové. Proto bývají závody na výrobu kyseliny sírové stavěny ve spojení se závody na výrobu minerálních hnojiv. Kyselina sírová se také používá k výrobě kyseliny chlorovodíkové, dusičné, fosforečné, fluorovodíkové a mnoha organických kyselin výměnou, organické sulfosloučeniny, k čištění různých plynů, je součástí nitračních směsí, používá se při výrobě barviv, pro nabíjení baterií, v metalurgii , kyselina sírová se používá k detekci mikrotrhlin v hotových výrobcích, v kovoobráběcích provozech se kyselina sírová používá v galvanovnách. Jak víte, před nanesením niklu, chrómu, mědi na kovové výrobky elektrickou metodou je třeba je důkladně očistit, otřít, odmastit a nakonec ponechat na krátkou dobu v lázni s roztokem kyseliny sírové. Zároveň rozpouští nejtenčí vrstvu kovu a odstraňují se s ní i stopy nečistot. Zároveň se povrch kovu stává drsnějším: objevují se na něm mikroskopické prohlubně a výčnělky. Elektrolytické povlaky na takovém povrchu lépe přilnou a pevněji přilnou ke kovu. Kyselina sírová je také nezbytná pro zpracování různých rud a minerálů. Při zpracování rud vzácných kovů velká důležitost má kyselý způsob jejich štěpení. Obvykle se k tomuto účelu používá nejlevnější netěkavá kyselina sírová. Rozdrcená ruda se v určitém poměru smíchá s kyselinou sírovou a zahřívá. Výsledný roztok a sraženina se dále zpracovávají chemicky na základě chemických vlastností prvku, který má být izolován z roztoku. Na chemické zpracování rud vzácných prvků se vynakládají tisíce tun kyseliny sírové. Velký počet kyselina sírová je vyžadována v průmyslu rafinace ropy pro čištění ropy a jejích různých frakcí. V organická syntéza koncentrovaná kyselina sírová je nezbytnou součástí při výrobě mnoha barviv a léčivé látky. Široce se používají soli kyseliny sírové. Síran sodný (Glauberova sůl Na2SO4 * 10H2O) se používá pro výrobu sody a ve sklářském průmyslu. Síran vápenatý je v přírodě běžný ve formě dihydrátu sádry (CaSO4 * 2H2O) a bezvodé anhydritové soli (CaSO4). Anhydritová pojiva se získávají vypalováním sádrového kamene při zvýšených teplotách (600-700 °C) s různými přísadami. Současně se získává dokončovací sádrový cement a pálená sádra (extrich sádra). Tyto materiály tvrdnou mnohem pomaleji než polovodná sádra a používají se k výrobě malt a nízkopevnostních betonů, stejně jako umělého mramoru, bezespárových podlah atd. Síran hořečnatý neboli hořká sůl (MgSO4 * 7H2O) je používá se v lékařství jako projímadlo. Síran železnatý (II) nebo síran železnatý (FeSO4 * 7H2O) se používá k přípravě žluté krevní soli (K4), inkoustu, k čištění vody a konzervaci dřeva. Síran měďnatý nebo síran měďnatý (CuSO4 * 5H2O) se používá k boji proti různým škůdcům Zemědělství, na výrobu měděných povlaků a výrobu různých sloučenin mědi. Z roztoků obsahujících síran trojmocného kovu (Fe3+, Al3+, Cr3+) a síran jednomocného kovu (K+, NH4+, Rb+) krystalizují podvojné soli typu K2 SO4Al2(SO4)32*4H2O nebo KAl(SO4)3*12H2O. Místo draslíku a hliníku mohou stát v libovolné kombinaci uvedené položky. Tyto sloučeniny se nazývají kamence. Kamenec existuje pouze v pevné formě. V roztoku se chovají jako dvě nezávislé soli, tj. jako směs síranů jedno- a trojmocných kovů. Zředěné roztoky kyseliny sírové a jejích solí se používají v textilním a jiném průmyslu. lehký průmysl. V potravinářském průmyslu se kyselina sírová používá k výrobě škrobu, melasy a řady dalších produktů. V elektrotechnice se používá jako elektrolyt v bateriích. Kyselina sírová se používá k sušení plynů a ke koncentraci kyselin. Konečně se kyselina sírová používá jako složka reakčního média při nitračních procesech, zejména při výrobě výbušnin.

Způsoby výroby kyseliny sírové

Dokonce i ve století XIII. kyselina sírová byla získána v malých množstvích tepelný rozklad síran železnatý FeSO4, proto se i dnes jedna z odrůd kyseliny sírové nazývá vitriolový olej, ačkoliv se kyselina sírová z vitriolu již dlouho nevyrábí.

V současné době se kyselina sírová vyrábí dvěma způsoby: dusitým, který existuje již více než 200 let, a kontaktním, zvládnutým v průmyslu v konec XIX a počátku 20. století.

V závislosti na tom, jak probíhá proces oxidace SO2 na SO3, existují dva hlavní způsoby výroby kyseliny sírové. Při kontaktním způsobu získávání kyseliny sírové se proces oxidace SO2 na SO3 provádí na pevných katalyzátorech. Oxid sírový se přeměňuje na kyselinu sírovou v poslední fázi procesu - absorpce oxidu sírového, což lze zjednodušeně znázornit reakční rovnicí: SO3 + H2O = H2SO4

Při provádění procesu nitrousovou (věžovou) metodou se jako nosič kyslíku používají oxidy dusíku. Oxidace oxidu siřičitého probíhá v kapalné fázi a konečným produktem je kyselina sírová: SO2 + N2O3 + H2O= H2SO4 + 2NO

V současné době se v průmyslu používá především kontaktní metoda získávání kyseliny sírové, která umožňuje použití aparátů s větší intenzitou.

Charakteristika vstupní suroviny

Surovinou pro výrobu kyseliny sírové jsou sloučeniny obsahující síru, ze kterých lze získat oxid siřičitý. V průmyslu se asi 80 % kyseliny sírové získává z přírodní síry a pyritů železa (síry). Významné místo v surovinové bilanci zaujímají odplyny z metalurgie neželezných kovů. Některá odvětví používají jako surovinu sirovodík, který vzniká při čištění síry při rafinaci ropy.

Výchozími činidly pro výrobu kyseliny sírové mohou být elementární síra a sloučeniny obsahující síru, ze kterých lze získat buď síru, nebo oxid siřičitý. Tradičně hlavními zdroji surovin jsou síra a železité (sírové) pyrity. Asi polovina kyseliny sírové se získává ze síry, třetina - z pyritů. Významné místo v surovinové bilanci zaujímají odplyny z metalurgie neželezných kovů s obsahem oxidu siřičitého. Výfukové plyny jsou přitom nejlevnější surovinou, nízké jsou i velkoobchodní ceny pyritu a nejdražší surovinou je síra. Proto, aby byla výroba kyseliny sírové ze síry ekonomicky životaschopná, musí být vypracováno schéma, ve kterém budou náklady na její zpracování výrazně nižší než náklady na zpracování pyritu nebo odpadních plynů.

Nezředěná kyselina sírová je kovalentní sloučenina.

V molekule je kyselina sírová tetraedricky obklopena čtyřmi atomy kyslíku, z nichž dva jsou součástí hydroxylových skupin. Vazby S–O jsou dvojné a vazby S–OH jsou jednoduché.

Bezbarvé krystaly podobné ledu mají vrstvenou strukturu: každá molekula H 2 SO 4 je spojena se čtyřmi sousedními silnými vodíkovými vazbami, které tvoří jedinou prostorovou kostru.

Struktura kapalné kyseliny sírové je podobná struktuře pevné, pouze je narušena celistvost prostorového rámu.

Fyzikální vlastnosti kyseliny sírové

Za normálních podmínek je kyselina sírová těžká olejovitá kapalina, bez barvy a zápachu. Ve strojírenství se kyselina sírová nazývá její směsi s vodou a anhydridem kyseliny sírové. Pokud je molární poměr SO 3 : H 2 O menší než 1, pak se jedná o vodný roztok kyseliny sírové, pokud je větší než 1, jedná se o roztok SO 3 v kyselině sírové.

100% H2S04 krystalizuje při 10,45 °C; T teplota varu = 296,2 °C; hustota 1,98 g/cm3. H 2 SO 4 se mísí s H 2 O a SO 3 v libovolném poměru za vzniku hydrátů, hydratační teplo je tak vysoké, že směs může vřít, prskat a způsobit popáleniny. Proto je nutné do vody přidávat kyselinu a ne naopak, jelikož při přidání vody do kyseliny bude světlejší voda na povrchu kyseliny, kde se bude koncentrovat veškeré uvolněné teplo.

Při zahřívání a varu vodných roztoků kyseliny sírové obsahujících až 70 % H 2 SO 4 se do plynné fáze uvolňuje pouze vodní pára. Nad koncentrovanějšími roztoky se také objevují páry kyseliny sírové.

Z hlediska strukturních znaků a anomálií je kapalná kyselina sírová podobná vodě. Zde je stejný systém vodíkových vazeb, téměř stejný prostorový rámec.

Chemické vlastnosti kyseliny sírové

Kyselina sírová je jednou z nejsilnějších minerálních kyselin, díky své vysoké polaritě se H-O vazba snadno přeruší.

Kyselina sírová disociuje ve vodném roztoku , tvořící vodíkový iont a zbytek kyseliny:

H2S04 \u003d H+ + HS04-;

HSO 4 - \u003d H + + SO 4 2-.

Souhrnná rovnice:

H2S04 \u003d 2H+ + SO4 2-.

Ukazuje vlastnosti kyselin , reaguje s kovy, oxidy kovů, zásadami a solemi.

Zředěná kyselina sírová nevykazuje oxidační vlastnosti, při interakci s kovy se uvolňuje vodík a sůl obsahující kov v nejnižším oxidačním stavu. V chladu je kyselina inertní vůči kovům, jako je železo, hliník a dokonce i baryum.

Koncentrovaná kyselina má oxidační vlastnosti. Možné produkty interakce jednoduché látky s koncentrovanou kyselinou sírovou jsou uvedeny v tabulce. Je ukázána závislost redukčního produktu na koncentraci kyseliny a stupni aktivity kovu: čím je kov aktivnější, tím hlouběji redukuje síranový iont kyseliny sírové.

Interakce s oxidy:

CaO + H2SO4 \u003d CaS04 \u003d H20.

Interakce se základnami:

2NaOH + H2S04 \u003d Na2S04 + 2H20.

Interakce se solemi:

Na2C03 + H2S04 = Na2S04 + CO2 + H20.

Oxidační vlastnosti

Kyselina sírová oxiduje HI a HBr na volné halogeny:

H2SO4 + 2HI \u003d I2 + 2H20 + SO2.

Kyselina sírová odstraňuje chemicky vázanou vodu z organických sloučenin obsahujících hydroxylové skupiny. Dehydratace ethylalkoholu v přítomnosti koncentrované kyseliny sírové vede k výrobě ethylenu:

C2H5OH \u003d C2H4 + H20.

Zuhelnatění cukru, celulózy, škrobu a dalších uhlohydrátů při kontaktu s kyselinou sírovou se také vysvětluje jejich dehydratací:

C6H12O6 + 12H2SO4 \u003d 18H20 + 12SO2 + 6CO2.

Se zředěnými kyselinami, které vykazují oxidační vlastnosti díkyvodíkové ionty(zředěná kyselina sírová, fosforečná, siřičitá, všechny anoxické a organické kyseliny atd.)

kovy reagují:
umístěné v řadě napětí na vodík(tyto kovy jsou schopny vytěsnit vodík z kyseliny);
tvořící se s těmito kyselinami rozpustné soli(na povrchu těchto kovů se netvoří ochranná sůl)
film).

V důsledku reakce, rozpustné soli a vyniknout vodík:
2A1 + 6HCI \u003d 2A1C1 3 + ZN 2
M g + H2SO4 \u003d M gS O4 + H2
razb.
Z u + H2SO 4 → X (protože C u stojí za H 2)
razb.
Pb + H2 SO 4 → X (protože Pb SO 4 nerozpustný ve vodě)
razb.
Některé kyseliny jsou oxidační činidla kvůli prvku, který tvoří kyselý zbytek. Patří mezi ně koncentrovaná kyselina sírová, stejně jako kyselina dusičná jakékoli koncentrace. Takové kyseliny se nazývají oxidační kyseliny.

Anionty těchto kyselin obsahují atomy síry a dusíku ve vyšších oxidačních stavech

Oxidační vlastnosti kyselé zbytky a mnohem silnější než vodík nona H, proto dusičná a koncentrovaná kyselina sírová interagují s téměř všemi kovy umístěnými v sérii napětí před i za vodíkem, jiné než zlato A Platina. Vzhledem k tomu, že oxidačními činidly v těchto případech nejsou žádné zbytky kyselin (díky atomům síry a dusíku v nejvyšších oxidačních stavech), a nikoli vodík H, pak v interakci dusičné a koncentrované kyseliny sírové z kovy neuvolňují vodík. Kov působením těchto kyselin se oxiduje na charakteristický (stabilní) oxidační stav a tvoří sůl a produkt redukce kyseliny závisí na aktivitě kovu a stupni zředění kyseliny

Interakce kyseliny sírové s kovy

Zředěné a koncentrované kyseliny sírové se chovají odlišně. Zředěná kyselina sírová se chová jako obyčejná kyselina. Aktivní kovy v napěťové řadě nalevo od vodíku

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au

vytěsňuje vodík ze zředěné kyseliny sírové. Bublinky vodíku vidíme, když se do zkumavky se zinkem přidá zředěná kyselina sírová.

H2SO4 + Zn \u003d Zn SO4 + H2

Měď je v řadě napětí za vodíkem - proto zředěná kyselina sírová na měď nepůsobí. A v koncentrované kyselině sírové se zinek a měď chovají tímto způsobem ...

Třeba zinek aktivní kov, možná formulář s koncentrovaným kyselina sírová, oxid siřičitý, elementární síra a dokonce sirovodík.

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

Měď je méně aktivní kov. Při interakci s koncentrovanou kyselinou sírovou ji redukuje na oxid siřičitý.

2H2S04 konc. + Cu \u003d SO2 + CuS04 + 2H20

Ve zkumavkách s koncentrovaný Kyselina sírová uvolňuje oxid siřičitý.

Je třeba mít na paměti, že diagramy označují produkty, jejichž obsah je maximální mezi možnými produkty redukce kyselin.

Na základě výše uvedených schémat sestavíme rovnice pro konkrétní reakce - interakce mědi a hořčíku s koncentrovanou kyselinou sírovou:
0 +6 +2 +4
Z u + 2H 2SO 4 \u003d C uSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O
konc.
0 +6 +2 -2
4M g + 5H2S04 \u003d 4M gSO4 + H2S + 4H20
konc.

Některé kovy ( Fe. AI, Cr) neinteragují s koncentrovanou kyselinou sírovou a kyselina dusičná při normální teplotě, jak se to stane pasivace kov. Tento jev je spojen s tvorbou tenkého, ale velmi hustého oxidového filmu na povrchu kovu, který kov chrání. Z tohoto důvodu se kyselina dusičná a koncentrovaná kyselina sírová přepravují v železných nádobách.

Pokud kov vykazuje proměnlivé oxidační stavy, pak s kyselinami, které jsou oxidačními činidly díky H + iontům, tvoří soli, ve kterých je jeho oxidační stav nižší než stabilní, a s oxidačními kyselinami soli, ve kterých je jeho oxidační stav stabilnější:
0 +2
Fe + H2SO4 \u003d Fe SO4 + H2
0 razb. + 3
Fe + H2SO4 \u003d Fe2 (SO 4) 3 + 3 SO 2 + 6H20
konc

I.I. Novoshinsky
N.S. Novoshinskaya