Какие свойства имеет серная кислота

Какие свойства имеет серная кислота thumbnail
Серная кислота
Систематическое
наименование
серная кислота
Традиционные названия купорсное масло
Хим. формула H2SO4
Состояние жидкость
Молярная масса 98,078 ± 0,006 г/моль
Плотность 1,8356 г/см³
Динамическая вязкость 21 мПа·с[2]
Температура
 • плавления 10,38 °C
 • кипения 337 °C
Удельная теплота плавления 10,73 Дж/кг
Давление пара 0,001 ± 0,001 мм рт.ст.[3]
Константа диссоциации кислоты -3
Растворимость
 • в воде смешивается
Показатель преломления 1.397
Дипольный момент 2.72 Д
Рег. номер CAS 7664-93-9
PubChem 1118
Рег. номер EINECS 231-639-5
SMILES

OS(O)(=O)=O

InChI

InChI=1S/H2O4S/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4)

QAOWNCQODCNURD-UHFFFAOYSA-N

Кодекс Алиментариус E513
RTECS WS5600000
ChEBI 26836
Номер ООН 1830
ChemSpider 1086
ЛД50 510 мг/кг
Токсичность 2 класс (высокоопасная)[1]
Пиктограммы СГС
NFPA 704

3

2

W
OX

Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Се́рная кислота́ H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с сильнокислым «медным» вкусом. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO3. Если молярное отношение SO3 : H2O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1 — раствор SO3 в серной кислоте (олеум). Смертельно ядовита.

Название[править | править код]

В XVIII—XIX веках серу для пороха производили из серного колчедана (пирит) на купоросных заводах. Серную кислоту в то время называли «купоросным маслом»[4][5], очевидно отсюда происхождение названия её солей (а точнее именно кристаллогидратов) — купоросы.

Получение серной кислоты[править | править код]

Промышленный (контактный) способ[править | править код]

В промышленности серную кислоту получают окислением диоксида серы (сернистый газ, образующийся в процессе сжигания серы или серного колчедана) до триоксида (серного ангидрида) с последующим взаимодействием SO3 с водой. Получаемую данным способом серную кислоту также называют контактной (концентрация 92-94 %).

Нитрозный (башенный) способ[править | править код]

Раньше серную кислоту получали исключительно нитрозным методом в специальных башнях, а кислоту называли башенной (концентрация 75 %). Сущность этого метода заключается в окислении диоксида серы диоксидом азота в присутствии воды. Именно таким способом произошла реакция в воздухе Лондона во время Великого смога.

Физические и физико-химические свойства[править | править код]

Очень сильная кислота, при 18оС pKa (1) = −2,8, pKa (2) = 1,92 (К₂ 1,2 10−2); длины связей в молекуле S=O 0,143 нм, S—OH 0,154 нм, угол HOSOH 104°, OSO 119°; кипит, образуя азеотропную смесь (98,3 % H2SO4 и 1,7 % H2О с температурой кипения 338,8оС). Серная кислота, отвечающая 100%-ному содержанию H2SO4, имеет состав (%): H2SO4 99,5, HSO4− — 0,18, H3SO4+ — 0,14, H3O+ — 0,09, H2S2O7, — 0,04, HS2O7⁻ — 0,05. Смешивается с водой и SO3, во всех соотношениях. В водных растворах серная кислота практически полностью диссоциирует на H3О+, HSO3+, и 2НSO₄−. Образует гидраты H2SO4·nH2O, где n = 1, 2, 3, 4 и 6,5.

Олеум[править | править код]

Основная статья: Олеум

Растворы серного ангидрида SO3 в серной кислоте называются олеумом, они образуют два соединения H2SO4·SO3 и H2SO4·2SO3.

Олеум содержит также пиросерные кислоты, получающиеся по реакциям:

Сульфит

Температура кипения водных растворов серной кислоты повышается с ростом её концентрации и достигает максимума при содержании 98,3 % H2SO4.

Свойства водных растворов серной кислоты и олеума

Содержание % по массеПлотность при 20 ℃, г/см³Температура плавления, ℃Температура кипения, ℃
H2SO4SO3 (свободный)
101,0661−5,5102,0
201,1394−19,0104,4
401,3028−65,2113,9
601,4983−25,8141,8
801,7272−3,0210,2
981,83650,1332,4
1001,830510,4296,2
104,5201,8968−11,0166,6
109401,961133,3100,6
113,5602,00127,169,8
118,0801,994716,955,0
122,51001,920316,844,7

Температура кипения олеума с увеличением содержания SO3 понижается. При увеличении концентрации водных растворов серной кислоты общее давление пара над растворами понижается и при содержании 98,3 % H2SO4 достигает минимума. С увеличением концентрации SO3 в олеуме общее давление пара над ним повышается. Давление пара над водными растворами серной кислоты и олеума можно вычислить по уравнению:

величины коэффициентов А и В зависят от концентрации серной кислоты. Пар над водными растворами серной кислоты состоит из смеси паров воды, H2SO4 и SO3, при этом состав пара отличается от состава жидкости при всех концентрациях серной кислоты, кроме соответствующей азеотропной смеси.

С повышением температуры усиливается диссоциация:

Невозможно разобрать выражение (синтаксическая ошибка): {displaystyle ce{H2SO4 <=> SO3 + H2O — Q}}

Уравнение температурной зависимости константы равновесия:

При нормальном давлении степень диссоциации: 10⁻⁵ (373 К), 2,5 (473 К), 27,1 (573 К), 69,1 (673 К).

Читайте также:  Какие свойства электростатического поля

Плотность 100%-ной серной кислоты можно определить по уравнению:

С повышением концентрации растворов серной кислоты их теплоемкость уменьшается и достигает минимума для 100%-ной серной кислоты, теплоемкость олеума с повышением содержания SO3 увеличивается.

При повышении концентрации и понижении температуры теплопроводность λ уменьшается:

где С — концентрация серной кислоты, в %.

Максимальную вязкость имеет олеум H2SO4·SO3, с повышением температуры η снижается. Электрическое сопротивление серной кислоты минимально при концентрации SO3 и 92 % H2SO4 и максимально при концентрации 84 и 99,8 % H2SO4[источник не указан 3255 дней]. Для олеума минимальное ρ при концентрации 10 % SO3. С повышением температуры ρ серной кислоты увеличивается. Диэлектрическая проницаемость 100%-ной серной кислоты 101 (298,15 К), 122 (281,15 К); криоскопическая постоянная 6,12, эбулиоскопическая постоянная 5,33; коэффициент диффузии пара серной кислоты в воздухе изменяется в зависимости от температуры; D = 1,67·10⁻⁵T3/2 см²/с.

Химические свойства[править | править код]

Серная кислота в концентрированном виде при нагревании — довольно сильный окислитель.

Окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов.

Углерод до CO2, серу — до SO2.

Окисляет многие металлы (исключения: Au, Pt, Ir, Rh, Ta.). При этом концентрированная серная кислота восстанавливается до SO2, например[6]:

На холоде в концентрированной серной кислоте Fe, Al, Cr, Co, Ni, Ba пассивируются и реакции не протекают.

Наиболее сильными восстановителями концентрированная серная кислота восстанавливается до S и H2S. Концентрированная серная кислота поглощает водяные пары, поэтому она применяется для сушки газов, жидкостей и твёрдых тел, например, в эксикаторах. Однако концентрированная H2SO4 частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Отщепляя воду от органических соединений и оставляя при этом чёрный углерод (уголь), концентрированная серная кислота приводит к обугливанию древесины, сахара и других веществ[6].

Разбавленная H2SO4 взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением, например[6]:

Окислительные свойства для разбавленной H2SO4 нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты.

Серная кислота реагирует также с основными оксидами, образуя сульфат и воду:

На металлообрабатывающих заводах раствор серной кислоты применяют для удаления слоя оксида металла с поверхности металлических изделий, подвергающихся в процессе изготовления сильному нагреванию. Так, оксид железа удаляется с поверхности листового железа действием нагретого раствора серной кислоты:

Концентрированная H2SO4 превращает некоторые органические вещества в другие соединения углерода:

Качественной реакцией на серную кислоту и её растворимые соли является их взаимодействие с растворимыми солями бария, при котором образуется белый осадок сульфата бария, нерастворимый в воде и кислотах, например[7]:

Применение[править | править код]

Серную кислоту применяют:

  • в обработке руд, особенно при добыче редких элементов, в том числе урана, иридия, циркония, осмия и т. п.;
  • в производстве минеральных удобрений;
  • как электролит в свинцовых аккумуляторах;
  • для получения различных минеральных кислот и солей;
  • в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ;
  • в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;
  • в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513 (эмульгатор);
  • в промышленном органическом синтезе в реакциях:
    • дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);
    • гидратации (этанол из этилена);
    • сульфирования (синтетические моющие средства и промежуточные продукты в производстве красителей);
    • алкилирования (получение изооктана, полиэтиленгликоля, капролактама) и др.;
    • для восстановления смол в фильтрах на производстве дистиллированной воды.

Мировое производство серной кислоты около 200 млн тонн в год[8]. Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений. На P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется в 2,2—3,4 раза больше по массе серной кислоты, а на (NH₄)₂SO₄ серной кислоты 75 % от массы расходуемого (NH₄)₂SO₄. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами по производству минеральных удобрений.

Токсическое действие[править | править код]

Серная кислота и олеум — очень едкие вещества. Они поражают все ткани организма. При вдыхании паров этих веществ они вызывают затруднение дыхания, кашель, нередко — ларингит, трахеит, бронхит и т. д. Попадание кислоты на глаза может привести как к конъюнктивиту, так и к полной потере зрения.[9] Предельно допустимая концентрация аэрозоля серной кислоты в воздухе рабочей зоны 1,0 мг/м³, в атмосферном воздухе 0,3 мг/м³ (максимальная разовая) и 0,1 мг/м³ (среднесуточная). Поражающая концентрация паров серной кислоты 0,008 мг/л (экспозиция 60 мин), смертельная 0,18 мг/л (60 мин). Класс опасности II. Аэрозоль серной кислоты может образовываться в атмосфере в результате выбросов химических и металлургических производств, содержащих оксиды S, и выпадать в виде кислотных дождей.

Читайте также:  Какие из приведенных утверждений об алканах и их свойствах верны

В РФ оборот серной кислоты концентрации 45 % и более — ограничен[10].

Исторические сведения[править | править код]

Серная кислота известна с древности, встречаясь в природе в свободном виде, например, в виде озёр вблизи вулканов. Возможно, первое упоминание о кислых газах, получаемых при прокаливании квасцов или железного купороса «зеленого камня», встречается в сочинениях, приписываемых арабскому алхимику Джабир ибн Хайяну.

В IX веке персидский алхимик Ар-Рази, прокаливая смесь железного и медного купороса (FeSO4•7H2O и CuSO4•5H2O), также получил раствор серной кислоты. Этот способ усовершенствовал европейский алхимик Альберт Магнус, живший в XIII веке.

Схема получения серной кислоты из железного купороса — термическое разложение сульфата железа (II) с последующим охлаждением смеси[11]

В трудах алхимика Валентина (XIII в) описывается способ получения серной кислоты путём поглощения водой газа (серный ангидрид), выделяющегося при сжигании смеси порошков серы и селитры. Впоследствии этот способ лег в основу т. н. «камерного» способа, осуществляемого в небольших камерах, облицованных свинцом, который не растворяется в серной кислоте. В СССР такой способ просуществовал вплоть до 1955 г.

Алхимикам XV века в известен был также способ получения серной кислоты из пирита — серного колчедана, более дешёвого и распространенного сырья, чем сера. Таким способом получали серную кислоту на протяжении 300 лет, небольшими количествами в стеклянных ретортах.
Впоследствии, в связи с развитием катализа этот метод вытеснил камерный способ синтеза серной кислоты. В настоящее время серную кислоту получают каталитическим окислением (на V2O5) оксида серы (IV) в оксид серы (VI), и последующим растворением оксида серы (VI) в 70 % серной кислоте с образованием олеума.

В России производство серной кислоты впервые было организовано в 1805 году под Москвой в Звенигородском уезде. В 1913 году Россия по производству серной кислоты занимала 13 место в мире.[12]

Дополнительные сведения[править | править код]

Мельчайшие капельки серной кислоты могут образовываться в средних и верхних слоях атмосферы в результате реакции водяного пара и вулканического пепла, содержащего большие количества серы. Получившаяся взвесь, из-за высокого альбедо облаков серной кислоты, затрудняет доступ солнечных лучей к поверхности планеты. Поэтому (а также в результате большого количества мельчайших частиц вулканического пепла в верхних слоях атмосферы, также затрудняющих доступ солнечному свету к планете) после особо сильных вулканических извержений могут произойти значительные изменения климата. Например, в результате извержения вулкана Ксудач (Полуостров Камчатка, 1907 г.) повышенная концентрация пыли в атмосфере держалась около 2 лет, а характерные серебристые облака серной кислоты наблюдались даже в Париже[13]. Взрыв вулкана Пинатубо в 1991 году, отправивший в атмосферу 3⋅107 тонн серы, привёл к тому, что 1992 и 1993 года были значительно холоднее, чем 1991 и 1994[14].

Стандарты[править | править код]

  • Кислота серная техническая ГОСТ 2184—77
  • Кислота серная аккумуляторная. Технические условия ГОСТ 667—73
  • Кислота серная особой чистоты. Технические условия ГОСТ 14262—78
  • Реактивы. Кислота серная. Технические условия ГОСТ 4204—77

Примечания[править | править код]

  1. ↑ Кислота серная техническая ГОСТ 2184—77
  2. ↑ Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology — ISBN 0-471-23896-1
  3. ↑ https://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0577.html
  4. Ушакова Н. Н., Фигурновский Н. А. Василий Михайлович Севергин: (1765—1826) / Ред. И. И. Шафрановский. М.: Наука, 1981. C. 59.
  5. ↑ См. также Каменное масло
  6. 1 2 3 Ходаков Ю.В., Эпштейн Д.А., Глориозов П.А. § 91. Химические свойства серной кислоты // Неорганическая химия: Учебник для 7—8 классов средней школы. — 18-е изд. — М.: Просвещение, 1987. — С. 209—211. — 240 с. — 1 630 000 экз.
  7. Ходаков Ю.В., Эпштейн Д.А., Глориозов П.А. § 92. Качественная реакция на серную кислоту и её соли // Неорганическая химия: Учебник для 7—8 классов средней школы. — 18-е изд. — М.: Просвещение, 1987. — С. 212. — 240 с. — 1 630 000 экз.
  8. ↑ Sulfuric acid (англ.) // «The Essential Chemical Industry — online»
  9. ↑ SULFURIC ACID | CAMEO Chemicals | NOAA. cameochemicals.noaa.gov. Дата обращения 22 мая 2020.
  10. ↑ Постановление Правительства Российской Федерации от 3 июня 2010 года № 398 (недоступная ссылка). Дата обращения 30 мая 2016. Архивировано 30 июня 2016 года.
  11. ↑ Эпштейн, 1979, с. 40.
  12. ↑ Эпштейн, 1979, с. 41.
  13. ↑ см. статью «Вулканы и климат» Архивная копия от 28 сентября 2007 на Wayback Machine (рус.)
  14. ↑ Русский архипелаг — Виновато ли человечество в глобальном изменении климата? Архивная копия от 1 декабря 2007 на Wayback Machine (рус.)

Литература[править | править код]

  • Справочник сернокислотчика, под ред. К. М. Малина, 2 изд., М., 1971
  • Эпштейн Д. А. Общая химическая технология. — М.: Химия, 1979. — 312 с.
Читайте также:  Какие физические свойства грунтов

Ссылки[править | править код]

  • Статья «Серная кислота» (Химическая энциклопедия)
  • Плотность и значение pH серной кислоты при t=20 °C

Источник

Молекула серной кислоты имеет крестовидную форму:

Молекула серной кислоты

Физические свойства серной кислоты:

  • плотная маслянистая жидкость без цвета и запаха;
  • плотность 1,83 г/см3;
  • температура плавления 10,3°C;
  • температура кипения 296,2°C;
  • очень гигроскопична, смешивается с водой в любых отношениях;
  • при растворении концентрированной серной кислоты в воде происходит выделение большого кол-ва тепла (ВАЖНО! Приливают кислоту в воду! Воду в кислоту приливать нельзя!!!)

Серная кислота бывает двух видов:

  • разбавленная H2SO4(разб) – водный раствор кислоты, в котором процентное содержание H2SO4 не превышает 70%;
  • концентрированная H2SO4(конц) – водный раствор кислоты, в котором процентное содержание H2SO4 превышает 70%;

Химические свойства H2SO4

Серная кислота полностью диссоциирует в водных растворах в две ступени:

H2SO4 ↔ H++HSO4-
HSO4- ↔ H++SO4-

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот, вступая в реакции:

  • с основными оксидами:

    MgO+H2SO4 = MgSO4+H2O

  • с основаниями:

    H2SO4+2NaOH = Na2SO4+2H2O

  • с солями:

    H2SO4+BaCl2 = BaSO4↓+2HCl
    качественная реакция на сульфат-ион:
    SO42-+Ba2+ = BaSO4↓

В окислительно-восстановительных реакциях серная кислота выступает в роли окислителя, при этом, в разбавленной H2SO4 роль окислителей играют катионы водорода (H+), а в концентрированной – сульфат-ионы (SO42-) (более сильные окислители, чем катионы водорода).

  • разбавленная серная кислота:
    H2+1S+6O4-2
    окислитель H+: 2H++2e- → H20↑
  • концентрированная серная кислота:
    H2+1S+6O4-2
    окислитель S+6:

    • S+6+2e- → S+4 (SO2)
    • S+6+6e- → S0 (S)
    • S+6+8e- → S-2 (H2S)

Разбавленная серная кислота реагирует с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода (реакция проходит с образованием сульфатов и выделением водорода):

H2SO4(разб)+Fe = FeSO4+H2↑

электрохимический ряд напряжений металлов

С металлами, стоящими правее водорода (медь, серебро, ртуть, золото), разбавленная серная кислота не реагирует.

Концентрированная серная кислота является более сильным окислителем, особенно это проявляется при нагревании. Концентрированная серная кислота не реагирует только с золотом, с остальными металлами, стоящими правее водорода, кислота взаимодействует с образованием сульфатов и сернистого газа. Более активными металлами (цинк, алюминий, магний) концентрированная серная кислота восстанавливается до свободной серы или сероводорода.

С остальными металлами серная кислота взаимодействует с образованием сернистого газа, серы или сероводорода (конкретный продукт восстановления серной кислоты зависит от ее концентрации):

2H2SO4(конц)+Cu = CuSO4+SO2↑+2H2O
5H2SO4(конц)+4Mg = 4MgSO4+H2S↑+4H2O
4H2SO4(конц)+3Zn = 3ZnSO4+S↓+4H2O

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы, восстанавливаясь до сернистого газа:

2H2S+6O4(конц)+S0 = 3SO2↑+2H2O
2H2S+6O4(конц)+C = C+4O2↑+2S+4O2↑+2H2O

При низких температурах концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы (железо, алюминий, никель, хром, титан), что дает возможность ее промышленной перевозки в железных цистернах.

Подробнее см. Уравнения окислительно-восстановительных реакций серной кислоты…

Получение и применение серной кислоты

Серную кислоту в промышленности получают двумя способами: контактным и нитрозным.

Контактный способ получения H2SO4:

  • На первом этапе получают сернистый газ путем обжига серного колчедана:

    4FeS2+11O2 = 2Fe2O3+8SO2↑

  • На втором этапе, сернистый газ окисляют кислородом воздуха до серного ангидрида, реакция идет в присутствии оксида ванадия, играющего роль катализатора:

    2SO2+O2 = 2SO3

  • На третьем, последнем этапе, получают олеум, для этого серный ангидрид растворяют в концентрированной серной кислоте:

    H2SO4+nSO3 ↔ H2SO4·nSO3

  • В дальнейшем олеум транспортируется в железных цистернах, а серная кислота получается из олеума разбавлением водой:

    H2SO4·nSO3+H2O → H2SO4

Нитрозный способ получения H2SO4:

  • На первом этапе очищенный от пыли сернистый газ обрабатывается серной кислотой, в которой растворена нитроза (оксид азота):

    SO2+H2O+N2O3 = H2SO4+2NO↑

  • Выделившийся оксид азота окисляется кислородом и снова поглощается серной кислотой:

    2NO+O2 = 2NO2
    NO2+NO = N2O3

Применение серной кислоты:

  • для осушки газов;
  • в производстве других кислот, солей, щелочей и проч.;
  • для получения удобрений, красителей, моющих средств;
  • в органическом синтезе;
  • в производстве органических веществ.

Соли серной кислоты

Поскольку серная кислота является двухосновной кислотой, она дает два вида солей: средние соли (сульфаты) и кислые соли (гидросульфаты).

Сульфаты хорошо растворяются в воде, исключение составляют CaSO4, PbSO4, BaSO4 – первые два плохо растворяются, а сульфат бария практически нерастворим. Сульфаты, в состав которых входит вода, называются купоросами (медный купорос – CuSO4·5H2O).

Отличительной особенностью солей серной кислоты является их отношение к нагреванию, например, сульфаты натрия, калия, бария устойчивы к нагреванию, не разлагаясь даже при 1000°C, в то же время, сульфаты меди, алюминия, железа разлагаются даже при незначительном нагревании с образованием оксида металла и серного ангидрида: CuSO4 = CuO+SO3.

Горькая (MgSO4·7H2O) и глауберова (Na2SO4·10H2O) соль используются в качестве слабительного средства. Сульфат кальция (CaSO4·2H2O) – при изготовлении гипсовых повязок.

Источник