Какие свойства проявляет разбавленная серная кислота
Оксид серы (VI) – SO3
(серный ангидрид)
Физические свойства
Бесцветная летучая маслянистая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе
“дымит”, сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).
SO3
+ H2O → H2SO4
SO3
хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется
олеумом.
Получение
1) 2SO2
+ O2 → 2SO3
(катализатор – V2O5,
при 450˚С)
2)
Fe2(SO4)3 → Fe2O3
+ 3SO3
(разложение при нагревании)
Химические свойства
1)
Серный ангидрид – кислотный оксид.
Взаимодействие
с водой
При растворении в воде дает сильную двухосновную
серную кислоту:
SO3
+ H2O → H2SO4
Диссоциация протекает ступенчато:
H2SO4→
H+
+
HSO4-
(первая ступень, образуется гидросульфат – ион)
HSO4-
→ H+
+
SO42- (вторая ступень, образуется сульфат – ион)
H2SO4
образует два ряда солей – средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)
Взаимодействие
со щелочами
2NaOH
+ SO3
→ Na2SO4
+ H2O
NaOH
+ SO3
(избыток) → NaHSO4
Взаимодействие
с основными оксидами
Na2O
+ SO3 → Na2SO4
2) SO3 – сильныйокислитель.
СЕРНАЯ КИСЛОТА – H2SO4
Физические свойства
Тяжелая маслянистая жидкость (“купоросное
масло”); r=
1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным
нагревом; t°пл.
= 10,3°C,
t°кип.
= 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание
бумаги, дерева, сахара).
Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!
Производство серной кислоты
1-я стадия.
Печь для обжига колчедана
4FeS2
+ 11O2
→ 2Fe2O3
+ 8SO2
+ Q
Процесс гетерогенный:
1) измельчение железного
колчедана (пирита)
2) метод “кипящего
слоя”
3) 800°С; отвод лишнего
тепла
4) увеличение концентрации
кислорода в воздухе
2-я стадия.
Контактный аппарат
После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный
аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V2O5):
2SO2
+ O2
→ 2SO3
3-я стадия.
Поглотительная башня
nSO3
+ H2SO4(конц) → (H2SO4 • nSO3) (олеум)
Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют
керамические насадки и принцип противотока.
Химические свойства разбавленной серной кислоты
H2SO4
– сильная двухосновная кислота, водный раствор изменяет окраску индикаторов
(лакмус и универсальный индикатор краснеют)
1)
Диссоциация протекает ступенчато:
H2SO4→
H+
+
HSO4-
(первая ступень, образуется гидросульфат – ион)
HSO4-
→ H+
+
SO42- (вторая ступень, образуется сульфат – ион)
H2SO4
образует два ряда солей – средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)
2)
Взаимодействие с металлами:
Разбавленная серная кислота растворяет только
металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn0 +
H2+1SO4(разб) → Zn+2SO4
+ H20↑
Zn0
+ 2H+
→ Zn2+
+ H20↑
3)
Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
CuO + H2SO4
→ CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ →
Cu2+ + H2O
4) Взаимодействие
с основаниями:
·
H2SO4
+ 2NaOH
→
Na2SO4
+ 2H2O (реакция нейтрализации)
H+ +
OH-
→
H2O
Если
кислота в избытке, то образуется кислая соль:
H2SO4 + NaOH → NaНSO4 + H2O
·
H2SO4
+ Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O
2H+ +
Cu(OH)2 → Cu2+ +
2H2O
5)
Обменные реакции с солями:
образование
осадка
BaCl2
+ H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Ba2+
+
SO42-
→ BaSO4↓
Качественная реакция
на сульфат-ион:
Образование белого
осадка BaSO4 (нерастворимого в
кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых
сульфатов.
образование
газа – как
сильная нелетучая кислота серная вытесняет из солей другие менее сильные
кислоты, например, угольную
MgCO3
+ H2SO4 → MgSO4 + H2O + CO2↑
MgCO3
+ 2H+ → Mg2+ + H2O + CO2↑
Серную кислоту применяют
- в
производстве минеральных удобрений; - как
электролит в свинцовых аккумуляторах; - для
получения различных минеральных кислот и солей; - в
производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ 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
(получение этанола); - сульфирования
(получение СМС и промежуточные продукты в производстве красителей); - и
др.
Самый крупный потребитель серной кислоты —
производство минеральных удобрений. На 1 т P₂O₅ фосфорных удобрений
расходуется 2,2-3,4 т серной кислоты, а на 1 т (NH₄)₂SO₄ — 0,75 т серной
кислоты. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами
по производству минеральных удобрений.
Применение солей серной кислоты
Железный купорос FеSО4•7Н2O применяли раньше
для лечения чесотки, гельминтоза и опухолей желез, в настоящее время используют
для борьбы с сельскохозяйственными вредителями.
Медный купорос CuSO4•5Н2O широко используют
в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.
«Глауберова соль» (мирабилит) Nа2SO4•10Н2O
была получена немецким химиком И. Р. Глаубером
при действии серной кислоты на хлорид натрия, в медицине ее используют как
слабительное средство.
«Бариевая каша» BaSO4обладает способностью задерживать
рентгеновские лучи в значительно большей степени, чем ткани организма. Это
позволяет рентгенологам при заполнении «бариевой кашей» полых органов
определить в них наличие анатомических изменений.
Гипс СаSO4•2Н2O находит широкое применение в
строительном деле, в медицинской практике для накладывания гипсовых повязок,
для изготовления гипсовых скульптур.
Тренажёр №1 – Сероводород. Оксиды серы
Тренажёр №2 – Свойства разбавленной серной кислоты
Это интересно:
ГЛАУБЕР, ИОГАНН РУДОЛЬФ
ГЛАУБЕРОВА СОЛЬ
Задания для закрепления
№1. Осуществите превращения по схеме:
1) Zn →ZnSO4→Zn(OH)2 →ZnSO4 → BaSO4
2)
S →SO2 →SO3→H2SO4 →K2SO4
№2. Закончите уравнения практически осуществимых
реакций в полном и кратком ионном виде:
Na2CO3
+ H2SO4→
Cu
+ H2SO4 (раствор) →
Al(OH)3
+ H2SO4 →
MgCl2
+ H2SO4 →
№3. Запишите уравнения реакций взаимодействия
разбавленной серной кислоты с магнием, гидроксидом железа (III), оксидом
алюминия, нитратом бария и сульфитом калия в молекулярном, полном и кратком
ионном виде.
Источник
Концентрированной кислоты, техника безопасности при работе.
СЕРНАЯ КИСЛОТА. ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.
Физические свойства: Безводная серная кислота — бесцветная маслянистая жидкость, кристаллизующаяся при 10,50С. С водой смешивается в любых соотношениях. При растворении в воде выделяется большое количество
теплоты. При этом образуются гидраты серной кислоты.
Т.к. растворение Н2SO4 в воде сопровождается выделением большого количества теплоты, необходимо эту операцию проводить с большой осторожностью. Во избежание разбрызгивания разогретого поверхностного слоя раствора следует серную кислоту вливать в воду.
Концентрированная серная кислота энергично поглощает влагу и поэтому применяется для осушки газов.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРНОЙ КИСЛОТЫ.
Она является двухосновной кислотой.
Структурная формула:
HO O
S
HO O
Концентрированная серная кислота — энергичныйокислитель:
1. При нагревании окисляет большинство металлов, в том числе и медь, серебро, ртуть. В зависимости от активности металла в качестве продуктов восстановления могут быть: S0, SO2, H2S, но чаще до SO2.
Например: При взаимодействии с медью и другими малоактивными металлами при нагревании образуется SO2.
Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + H2O
Восстановитель окислитель
Cu0 – 2ē — Cu+2 1 пр.ок-я вос-ль
SO42- + 4H- +2ē — SO20 +2H2O 1пр. вос-я ок-ль
На холоду концентрированная серная кислота (выше 93%) не взаимодей- ствует с такими активными металлами, как алюминий, железо, хром.
Объясняется это явление пассивацией металлов. Такая особенность серной кислоты широко используется для транспортировки последней в железной таре.
2. При кипячении окисляет такие неметаллы, как серу, углерод:
S + 2 Н2SО4= 3 SO2 +2 H2O
С + 2 H2SO4 = СO2 + 2 SO2 + 2 Н2O
3. Водоотнимающее действие (обугливание).
СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННОЙ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ.
1. Изменяет окраску индикатора.
2. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:
Nа2O + Н2SO4 = Nа2SO4 + Н2O
ZnO + Н2SO4 = ZnSO4 + H2O
3. С основаниями (реакция нейтрализации):
Н2SO4 + 2КОН = K2SO4 + Н2O
3Н2SO4 + 2 Al(OH)3 = Al2(SO4)3 + 6 Н2O
4. С солями:
H2SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4 ↓+ 2 HNO3
Выводы :
1.Безводная серная кислота — бесцветная маслянистая жидкость, кристаллизующаяся при 10,50С. С водой смешивается в любых соотношениях.
2.Т.к. растворение Н2SO4 в воде сопровождается выделением большого количества теплоты, необходимо эту операцию проводить с большой осторожностью. Во избежание разбрызгивания разогретого поверхностного слоя раствора следует серную кислоту вливать в воду.
3.Концентрированная серная кислота энергично поглощает влагу и поэтому применяется для осушки газов.
4.Серная кислота является двухосновной кислотой.
5.Концентрированная серная кислота — энергичныйокислитель.
· При нагревании окисляет большинство металлов, в том числе и медь, серебро, ртуть. В зависимости от активности металла в качестве продуктов восстановления могут быть: S0, SO2, H2S, но чаще до SO2.
· .На холоду концентрированная серная кислота (выше 93%) не взаимодействует с такими активными металлами, как алюминий, железо, хром.
· При кипячении окисляет такие неметаллы, как серу, углерод.
· Водоотнимающее действие (обугливание).
6.СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННОЙ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ.
· Изменяет окраску индикатора.
· Взаимодействует:
· с основными и амфотерными оксидами.
· С основаниями (реакция нейтрализации).
· С солями.
Сульфаты. Качественная реакция на сульфат- ион
Реактивом на сульфат-ион является хлорид бария.
Хлорид бария BaCl2 осаждает из разбавленных растворов сульфатов белый кристаллический ни в чем нерастворимый осадок сульфата бария:
BaCl2 + Nа2SO4 = BaSO4↓ + 2 NаCl
Ba2+ + SO42- = BaSO4 ↓
реакция фармакопейная.
Техника выполнения: к 2 каплям раствора сульфата натрия Na2SO4 добавляют раствор хлорида бария BaCl2 и наблюдают выпадение осадка.
Выводы :
1.Реактивом на сульфат-ион является хлорид бария.
2.Хлорид бария BaCl2 осаждает из разбавленных растворов сульфатов белый кристаллический ни в чем нерастворимый осадок сульфата бария.
Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:
Источник
Серная кислота | |
---|---|
Систематическое наименование | серная кислота |
Традиционные названия | купоросное 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 |
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). Токсична, и относится к высокоопасным веществам (2-й класс опасности по ГОСТ 12.1.007).
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.
Содержание % по массе | Плотность при 20 ℃, г/см³ | Температура плавления, ℃ | Температура кипения, ℃ | |
---|---|---|---|---|
H2SO4 | SO3 (свободный) | |||
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 |
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:
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).
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 3322 дня]. 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.
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]
- ↑ Кислота серная техническая ГОСТ 2184—77
- ↑ Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology — ISBN 0-471-23896-1
- ↑ https://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0577.html
- ↑ Ушакова Н. Н., Фигурновский Н. А. Василий Михайлович Севергин: (1765—1826) / Ред. И. И. Шафрановский. М.: Наука, 1981. C. 59.
- ↑ См. также Каменное масло
- ↑ 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.
- ↑ 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.
- ↑ Sulfuric acid (англ.) // «The Essential Chemical Industry — online»
- ↑ SULFURIC ACID | CAMEO Chemicals | NOAA. cameochemicals.noaa.gov. Дата обращения: 22 мая 2020.
- ↑ Постановление Правительства Российской Федерации от 3 июня 2010 года № 398 (недоступная ссылка). Дата обращения: 30 мая 2016. Архивировано 30 июня 2016 года.
- ↑ Эпштейн, 1979, с. 40.
- ↑ Эпштейн, 1979, с. 41.
- ↑ см. статью «Вулканы и климат» Архивная копия от 28 сентября 2007 на Wayback Machine (рус.)
- ↑ 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.
Ссылки[править | править код]
- Статья «Серная кислота» (Химическая энциклопедия)
- Плотность и значение pH серной кислоты при t=20 °C
Источник