Svovlsyre: kemiske egenskaber, karakteristika, produktion af svovlsyre i produktionen. Svovlsyre: kemiske egenskaber, fremstilling

Svovlsyre er en uorganisk dibasisk ustabil syre af middel styrke. En ustabil forbindelse, kun kendt i vandige opløsninger i en koncentration på højst seks procent. Når man forsøger at isolere ren svovlsyre, nedbrydes den til svovloxid (SO2) og vand (H2O). For eksempel, når koncentreret svovlsyre (H2SO4) reagerer med natriumsulfit (Na2SO3), frigives svovloxid (SO2) i stedet for svovlsyrling. Sådan ser reaktionen ud:

Na2SO3 (natriumsulfit) + H2SO4 ( svovlsyre) = Na2SO4 (natriumsulfat) + SO2 (svovldioxid) + H2O (vand)

Svovlsyrlig opløsning

Når du opbevarer det, er det nødvendigt at udelukke adgang til luft. Ellers vil svovlsyre, der langsomt absorberer ilt (O2), blive til svovlsyre.

2H2SO3 (svovlsyre) + O2 (ilt) = 2H2SO4 (svovlsyre)

Opløsninger af svovlsyre har en ret specifik lugt (som minder om den lugt, der er tilbage efter tænding af en tændstik), hvis tilstedeværelse kan forklares med tilstedeværelsen af svovloxid (SO2), som ikke er kemisk bundet med vand.

Kemiske egenskaber af svovlsyrling

1. H2SO3) kan anvendes som et reduktionsmiddel eller et oxidationsmiddel.

H2SO3 er et godt reduktionsmiddel. Med dens hjælp er det muligt at opnå hydrogenhalogenider fra frie halogener. For eksempel:

H2SO3 (svovlsyre) + Cl2 (klor, gas) + H2O (vand) = H2SO4 (svovlsyre) + 2HCl ( saltsyre)

Men når den interagerer med stærke reduktionsmidler, vil denne syre fungere som et oxidationsmiddel. Et eksempel er reaktionen mellem svovlsyrling og svovlbrinte:

H2SO3 (svovlsyre) + 2H2S (hydrogensulfid) = 3S (svovl) + 3H2O (vand)

2. Den kemiske forbindelse, vi overvejer, danner to - sulfitter (medium) og hydrosulfitter (sure). Disse salte er reduktionsmidler, ligesom (H2SO3) svovlsyre. Når de oxideres, dannes der salte af svovlsyre. Når sulfitter af aktive metaller kalcineres, dannes sulfater og sulfider. Dette er en selvoxidations-selvhelbredende reaktion. For eksempel:

4Na2SO3 (natriumsulfit) = Na2S + 3Na2SO4 (natriumsulfat)

Natrium- og kaliumsulfitter (Na2SO3 og K2SO3) bruges til farvning af stoffer i tekstilindustrien, ved blegning af metaller, samt ved fotografering. Calciumhydrosulfit (Ca(HSO3)2), som kun findes i opløsning, bruges til forarbejdning træmateriale til speciel sulfitmasse. Det bruges derefter til at lave papir.

Anvendelse af svovlsyre

Svovlsyre anvendes:

Til blegning af uld, silke, træmasse, papir og andre lignende stoffer, der ikke tåler blegning med stærkere oxidationsmidler (f.eks. klor);

Som konserveringsmiddel og antiseptisk for eksempel for at forhindre gæring af korn ved fremstilling af stivelse eller for at forhindre gæringsprocessen i vintønder;

For at konservere mad, for eksempel ved konservering af grøntsager og frugter;

Forarbejdes til sulfitmasse, hvorfra der så fremstilles papir. I dette tilfælde anvendes en opløsning af calciumhydrosulfit (Ca(HSO3)2), som opløser lignin, et særligt stof, der binder cellulosefibre.

Svovlsyre: præparat

Denne syre kan fremstilles ved at opløse svovldioxid (SO2) i vand (H2O). Du skal bruge koncentreret svovlsyre (H2SO4), kobber (Cu) og et reagensglas. Algoritme for handlinger:

1. Hæld forsigtigt koncentreret svovlsyre i et reagensglas og læg derefter et stykke kobber i det. Varm op. sker næste reaktion:

Cu (kobber) + 2H2SO4 (svovlsyre) = CuSO4 (svovlsulfat) + SO2 (svovldioxid) + H2O (vand)

2. Strømmen af svovldioxid skal ledes ind i et reagensglas med vand. Når det opløses, sker det delvist med vand, hvilket resulterer i dannelsen af svovlsyre:

SO2 (svovldioxid) + H2O (vand) = H2SO3

Så ved at lede svovldioxid gennem vand kan du få svovlsyrling. Det er værd at overveje, at denne gas har en irriterende virkning på membranerne i luftvejene, kan forårsage betændelse samt tab af appetit. Indånding af det i lang tid kan forårsage bevidsthedstab. Denne gas skal håndteres med ekstrem forsigtighed og forsigtighed.

Ufortyndet svovlsyre er en kovalent forbindelse.

I molekylet er svovlsyre tetraedrisk omgivet af fire oxygenatomer, hvoraf to er en del af hydroxylgrupperne. S–O-bindingerne er dobbelte, og S–OH-bindingerne er enkeltstående.

De farveløse, islignende krystaller har en lagdelt struktur: Hvert H 2 SO 4 molekyle er forbundet med fire tilstødende stærke hydrogenbindinger, der danner en enkelt rumlig ramme.

Strukturen af flydende svovlsyre ligner strukturen af fast en, kun integriteten af den rumlige ramme er brudt.

Svovlsyres fysiske egenskaber

Under normale forhold er svovlsyre en tung, olieagtig væske uden farve eller lugt. Inden for teknologi er svovlsyre en blanding af både vand og svovlsyreanhydrid. Hvis molforholdet mellem SO 3: H 2 O er mindre end 1, så er det en vandig opløsning af svovlsyre, hvis det er større end 1, er det en opløsning af SO 3 i svovlsyre.

100% H2S04 krystalliserer ved 10,45°C; T kip = 296,2 °C; massefylde 1,98 g/cm3. H 2 SO 4 blandes med H 2 O og SO 3 i ethvert forhold for at danne hydrater, hydreringsvarmen er så høj, at blandingen kan koge, sprøjte og forårsage forbrændinger. Derfor er det nødvendigt at tilsætte syre til vand, og ikke omvendt, da når der tilsættes vand til syre, vil lettere vand ende på overfladen af syren, hvor al den genererede varme vil blive koncentreret.

Når vandige opløsninger af svovlsyre indeholdende op til 70 % H 2 SO 4 opvarmes og koges, frigives kun vanddamp til dampfasen. Svovlsyredamp optræder også over mere koncentrerede opløsninger.

Med hensyn til strukturelle træk og anomalier ligner flydende svovlsyre vand. Der er det samme system af hydrogenbindinger, næsten den samme rumlige ramme.

Svovlsyres kemiske egenskaber

Svovlsyre er en af de stærkeste mineralsyrer på grund af dens høje polaritet, er H-O-bindingen let brudt.

Svovlsyre dissocierer i vandig opløsning , der danner en hydrogenion og en sur rest:

H2S04 = H+ + HSO4-;

HSO4- = H+ + SO42-.

Sammenfatningsligning:

H2S04 = 2H+ + S042-.

Viser egenskaber af syrer , reagerer med metaller, metaloxider, baser og salte.

Fortyndet svovlsyre udviser ikke oxiderende egenskaber, når den interagerer med metaller, frigives brint og et salt, der indeholder metallet i den laveste oxidationstilstand. I kulde er syren inert over for metaller som jern, aluminium og endda barium.

Koncentreret syre har oxiderende egenskaber. Mulige produkter af interaktionen af simple stoffer med koncentreret svovlsyre er angivet i tabellen. Reduktionsproduktets afhængighed af syrekoncentrationen og graden af aktivitet af metallet er vist: Jo mere aktivt metallet er, jo dybere reducerer det svovlsyrens sulfation.

Interaktion med oxider:

CaO + H 2 SO 4 = CaSO 4 = H 2 O.

Interaktion med baser:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O.

Interaktion med salte:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.

Oxidative egenskaber

Svovlsyre oxiderer HI og HBr til frie halogener:

H2SO4 + 2HI = I2 + 2H2O + SO2.

Svovlsyre fjerner kemisk bundet vand fra organiske forbindelser indeholdende hydroxylgrupper. Dehydrering af ethylalkohol i nærværelse af koncentreret svovlsyre producerer ethylen:

C2H5OH = C2H4 + H2O.

Forkulning af sukker, cellulose, stivelse og andre kulhydrater ved kontakt med svovlsyre forklares også ved deres dehydrering:

C6H12O6 + 12H2SO4 = 18H2O + 12S02 + 6CO2.

I redoxprocesser kan svovldioxid både være et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel, fordi atomet i denne forbindelse har en mellemliggende oxidationstilstand på +4.

Hvordan SO 2 reagerer med stærkere reduktionsmidler, såsom:

SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

Hvordan reduktionsmidlet SO 2 reagerer med stærkere oxidationsmidler, for eksempel med i nærværelse af en katalysator, med osv.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl

Kvittering

1) Svovldioxid dannes, når svovl brænder:

2) I industrien opnås det ved at riste pyrit:

3) I laboratoriet kan svovldioxid fås:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Ansøgning

Svovldioxid er meget brugt i tekstilindustrien til blegning af forskellige produkter. Derudover bruges den i landbrug til destruktion af skadelige mikroorganismer i drivhuse og kældre. I store mængder SO 2 bruges til at fremstille svovlsyre.

Svovloxid (VI) – SÅ 3 (svovlsyreanhydrid)

Svovlsyreanhydrid SO 3 er en farveløs væske, som ved temperaturer under 17 o C bliver til en hvid krystallinsk masse. Absorberer fugt meget godt (hygroskopisk).

Kemiske egenskaber

Syre-base egenskaber

Hvordan et typisk syreoxid, svovlsyreanhydrid, reagerer:

SO 3 + CaO = CaSO 4

c) med vand:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

En særlig egenskab ved SO 3 er dens evne til at opløses godt i svovlsyre. En opløsning af SO 3 i svovlsyre kaldes oleum.

Dannelse af oleum: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Redox egenskaber

Svovloxid (VI) er karakteriseret ved stærke oxiderende egenskaber (normalt reduceret til SO 2):

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Kvittering og brug

Svovlsyreanhydrid dannes ved oxidation af svovldioxid:

2SO2 + O2 = 2SO3

I ren form svovlsyreanhydrid praktisk betydning har ikke. Det opnås som et mellemprodukt ved fremstilling af svovlsyre.

H2SO4

Omtale af svovlsyre blev først fundet blandt arabiske og europæiske alkymister. Det blev opnået ved at kalcinere jernsulfat (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) i luft: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 eller en blanding med: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, og de frigjorte svovlsyreanhydriddampe kondenseredes. Absorberende fugt blev de til oleum. Afhængigt af fremstillingsmetoden blev H 2 SO 4 kaldt olie af vitriol eller svovlolie. I 1595 etablerede alkymisten Andreas Libavius identiteten af begge stoffer.

I lang tid blev vitriololie ikke fundet bred anvendelse. Interessen for det steg meget efter i 1700-tallet. Processen med at opnå indigokarmin, et stabilt blåt farvestof, fra indigo blev opdaget. Den første fabrik til fremstilling af svovlsyre blev grundlagt nær London i 1736. Processen blev udført i blykamre, i bunden af hvilke vand blev hældt. En smeltet blanding af saltpeter og svovl blev brændt i den øverste del af kammeret, hvorefter luft blev indført i det. Fremgangsmåden blev gentaget, indtil en syre med den nødvendige koncentration blev dannet i bunden af beholderen.

I det 19. århundrede metoden blev forbedret: i stedet for salpeter begyndte de at bruge salpetersyre(det giver, når det nedbrydes i kammeret). For at returnere nitrøse gasser til systemet blev der konstrueret specielle tårne, som gav navnet til hele processen - tårnprocessen. Fabrikker, der opererer efter tårnmetoden, eksisterer stadig i dag.

Svovlsyre er en tung olieagtig væske, farveløs og lugtfri, hygroskopisk; opløses godt i vand. Når koncentreret svovlsyre opløses i vand, frigives en stor mængde varme, så den skal forsigtigt hældes i vandet (og ikke omvendt!), og opløsningen skal blandes.

En opløsning af svovlsyre i vand med et H 2 SO 4 indhold på mindre end 70 % kaldes normalt fortyndet svovlsyre, og en opløsning på mere end 70 % er koncentreret svovlsyre.

Kemiske egenskaber

Syre-base egenskaber

Fortyndet svovlsyre afslører alt karakteristiske egenskaber stærke syrer. Hun reagerer:

H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl

Processen med vekselvirkning af Ba 2+ ioner med SO 4 2+ sulfationer fører til dannelsen af et hvidt uopløseligt præcipitat BaSO 4 . Det her kvalitativ reaktion på sulfation.

Redox egenskaber

I fortyndet H 2 SO 4 er oxidationsmidlerne H + ioner, og i koncentreret H 2 SO 4 er oxidationsmidlerne SO 4 2+ sulfationer. SO 4 2+ ioner er stærkere oxidationsmidler end H + ioner (se diagram).

I fortyndet svovlsyre metaller, der er i den elektrokemiske spændingsrække, opløses til brint. I dette tilfælde dannes metalsulfater, og følgende frigives:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Metaller, der er placeret efter brint i den elektrokemiske spændingsserie, reagerer ikke med fortyndet svovlsyre:

Cu + H2SO4 ≠

Koncentreret svovlsyre er et stærkt oxidationsmiddel, især ved opvarmning. Det oxiderer mange og nogle organiske stoffer.

Når koncentreret svovlsyre interagerer med metaller, der er placeret efter brint i den elektrokemiske spændingsserie (Cu, Ag, Hg), dannes der metalsulfater, såvel som reduktionsproduktet af svovlsyre - SO 2.

Reaktion af svovlsyre med zink

Med mere aktive metaller (Zn, Al, Mg) kan koncentreret svovlsyre reduceres til fri svovlsyre. For eksempel, når svovlsyre reagerer med, afhængigt af koncentrationen af syren, kan der samtidig dannes forskellige reduktionsprodukter af svovlsyre - SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

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

I kulden passiverer koncentreret svovlsyre nogle metaller, for eksempel og transporteres derfor i jerntanke:

Fe + H2SO4 ≠

Koncentreret svovlsyre oxiderer nogle ikke-metaller (osv.) og reducerer til svovloxid (IV) SO 2:

S + 2H2SO4 = 3S02 + 2H2O

C + 2H2SO4 = 2SO2 + CO2 + 2H2O

Kvittering og brug

I industrien fremstilles svovlsyre ved kontaktmetode. Indhentningsprocessen foregår i tre faser:

Opnåelse af SO 2 ved at riste pyrit:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Oxidation af SO 2 til SO 3 i nærværelse af en katalysator – vanadium(V)oxid:

2SO2 + O2 = 2SO3

Opløsning af SO 3 i svovlsyre:

H2SO4+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Det resulterende oleum transporteres i jerntanke. Svovlsyre med den nødvendige koncentration opnås fra oleum ved at tilsætte det til vand. Dette kan udtrykkes ved diagrammet:

H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Svovlsyre har en række anvendelser i en lang række anvendelser National økonomi. Det bruges til tørring af gasser, til fremstilling af andre syrer, til fremstilling af gødning, forskellige farvestoffer og medicin.

Svovlsyresalte

De fleste sulfater er meget opløselige i vand (CaSO 4 er svagt opløseligt, PbSO 4 er endnu mindre opløseligt, og BaSO 4 er praktisk talt uopløseligt). Nogle sulfater, der indeholder krystallisationsvand, kaldes vitrioler:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O kobbersulfat

FeSO 4 ∙ 7H 2 O jernsulfat

Alle har salte af svovlsyre. Deres forhold til varme er specielt.

Sulfater af aktive metaller (,) nedbrydes ikke selv ved 1000 o C, mens andre (Cu, Al, Fe) nedbrydes ved let opvarmning til metaloxid og SO 3:

CuSO 4 = CuO + SO 3

Hent:

Download et gratis abstrakt om emnet: "Produktion af svovlsyre ved kontaktmetode"

Du kan downloade abstracts om andre emner

*på optagelsesbilledet er et fotografi af kobbersulfat

Når svovldioxid (SO2) opløses i vand, producerer det en kemisk forbindelse kendt som svovlsyrling. Formlen for dette stof er skrevet som følger: H 2 SO 3. I sandhed, denne forbindelse er ekstremt ustabil, med en vis antagelse kan man endda hævde, at den faktisk ikke eksisterer. Ikke desto mindre bruges denne formel ofte for at gøre det nemmere at skrive ligninger for kemiske reaktioner.

Svovlsyre: grundlæggende egenskaber

En vandig opløsning af svovldioxid er karakteriseret ved et surt miljø. Det har i sig selv alle de egenskaber, der er iboende i syrer, inklusive neutraliseringsreaktionen. Svovlsyre er i stand til at danne to typer salte: hydrosulfitter og almindelige sulfitter. Begge tilhører gruppen af reduktionsmidler. Den første type opnås normalt, når svovlsyrling er til stede i ganske store mængder: H 2 SO 3 + KOH -> KHSO 3 + H 2 O. Ellers fås almindelig sulfit: H 2 SO 3 + 2KOH -> K 2 SO 3 + 2H 2 O. En kvalitativ reaktion på disse salte er deres vekselvirkning med stærk syre. Som følge heraf frigives SO 2 -gas, som let kan skelnes ved sin karakteristiske skarpe lugt.

Svovlsyre kan virke blegende. Det er ingen hemmelighed, at en lignende effekt også giver klorvand. Imidlertid har den pågældende forbindelse en vigtig fordel: i modsætning til klor fører svovlsyrling ikke til ødelæggelse af farvestoffer, og danner farveløse farvestoffer med dem. kemiske forbindelser. Denne ejendom Det bruges ofte til blegning af stoffer lavet af silke, uld, plantemateriale samt alt, der ødelægges af oxidationsmidler indeholdende Cl. I gamle dage blev denne forbindelse endda brugt til at genoprette damernes stråhatte til deres oprindelige udseende. H 2 SO 3 er et ret stærkt reduktionsmiddel. Med adgang til oxygen bliver dets opløsninger gradvist til svovlsyre. I de tilfælde, hvor det interagerer med et stærkere reduktionsmiddel (for eksempel hydrogensulfid), udviser svovlsyre tværtimod oxiderende egenskaber. Dissociationen af dette stof sker i to faser. Først dannes hydrosulfit-anionen, og derefter sker det andet trin, og det bliver til sulfit-anionen.

Hvor bruges svovlsyre?

Produktionen af dette stof spiller en stor rolle i produktionen af alle slags vinmaterialer, især som et antiseptisk middel, med dets hjælp er det muligt at forhindre gæringsprocessen af produktet i tønder og derved sikre dets sikkerhed. Det bruges også til at forhindre korngæring under udvindingen af stivelse fra det. Svovlsyre og præparater baseret på den har brede antimikrobielle egenskaber, og derfor bruges de ofte i frugt- og grøntsagsindustrien til konserves. Calciumhydrosulfit, også kaldet sulfitlud, bruges til at forarbejde træ til sulfitmasse, hvorfra der efterfølgende fremstilles papir. Det er tilbage at tilføje, at denne forbindelse er giftig for mennesker, og derfor enhver laboratoriearbejde og eksperimenter med det kræver forsigtighed og øget opmærksomhed.

Svovldioxid SO2 dannes, når svovl forbrændes i luft eller ilt. Det opnås også ved at kalcinere metalsulfider, såsom jernpyrit, i luft ("brænding"):

Ved denne reaktion opnås svovldioxid normalt i industrien (omtrent andre industrielle metoder modtager SO 2 cm, 9 § 131).

Svovldioxid er en farveløs gas ("svovldioxid") med en skarp lugt af varmt svovl. Det kondenserer ganske let til en farveløs væske, der koger ved -10,0°C. Når flydende SO 2 fordamper, sker der et kraftigt temperaturfald (ned til -50°C).

Svovldioxid er meget opløseligt i vand (ca. 40 volumener i 1 volumen vand ved 20°C); i dette tilfælde forekommer en delvis reaktion med vand, og der dannes svovlsyre:

Svovldioxid er således et anhydrid af svovlsyrling. Ved opvarmning falder opløseligheden af SO 2, og ligevægten skifter til venstre; gradvist frigives al svovldioxid fra opløsningen igen.

SO 2 molekylet er struktureret på samme måde som ozonmolekylet. Kernerne i dets konstituerende atomer danner en ligebenet trekant:

Her er svovlatomet, ligesom det centrale oxygenatom i ozonmolekylet, i en tilstand af sp 2 hybridisering og OSO-vinklen er tæt på 120°. Svovlatomets pz orbital, orienteret vinkelret på molekylets plan, deltager ikke i hybridisering. På grund af denne orbitale og tilsvarende orienterede p z orbitaler af oxygenatomer dannes en tre-center α-binding; det elektronpar, der udfører det, hører til alle tre atomer i molekylet.

Svovldioxid bruges til fremstilling af svovlsyre og også (i meget mindre mængder) til blegning af halm, uld, silke og som desinfektionsmiddel (for at ødelægge skimmelsvamp i kældre, kældre, vintønder, gæringstanke).

Svovlsyre H 2 SO 3 er en meget skrøbelig forbindelse. Det er kun kendt i vandige opløsninger. Når man forsøger at isolere svovlsyrling, nedbrydes den til SO 2 og vand. For eksempel, når koncentreret svovlsyre virker på natriumsulfit, frigives svovldioxid i stedet for svovlsyre:

Svovlsyreopløsningen skal beskyttes mod adgang til luft, ellers oxiderer den, idet den absorberer ilt fra luften, langsomt til svovlsyre:

Svovlsyre er et godt reduktionsmiddel. For eksempel reduceres frie halogener af det til hydrogenhalogenider:

Men når den interagerer med stærke reduktionsmidler, kan svovlsyre spille rollen som et oxidationsmiddel. Så dets reaktion med svovlbrinte forløber hovedsageligt ifølge ligningen:

Da den er dibasisk (K 1 ? 2·10 -2, K 2 = 6,3·10 -8), danner svovlsyrling to serier af salte. Dens gennemsnitlige salte kaldes sulfitter, sure - hydrosulfitter.

Ligesom syre er sulfitter og hydrosulfitter reduktionsmidler. Når de oxideres, opnås salte af svovlsyre.

Ved kalcinering nedbrydes sulfitter af de mest aktive metaller til dannelse af sulfider og sulfater (selvoxidation - selvhelbredende reaktion):

Kalium- og natriumsulfitter bruges til blegning af visse materialer, i tekstilindustrien til farvning af stoffer og til fotografering. En opløsning af Ca(HSO 3)2 (dette salt findes kun i opløsning) bruges til at forarbejde træ til såkaldt sulfitmasse, hvorfra der så fremstilles papir.

<<< Назад

Frem >>>