Серная (сульфатная) кислота и ее соли.

H₂ SO₄ –ббесцветная маслянистая жидкость, плотность 98% раствора 1,84 г/см,^- нелетучая и запаха не имеет. Чрезвычайно гигроскопична, легко поглощает воду. При растворении выделяется большое количество тепла.

Химические свойства: 1. Сильная кислота, распадается на ионы по двум ступеням практически на 100%, образует два ряда солей.

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^- - гидросульфат –ион

HSO₄^- ↔ H⁺ + SO₄ ^2- - сульфат- ион

Разбавленная кислота H₂ SO₄ обладает всеми общими свойствами кислот: изменяет окраску растворов индикаторов); взаимодействует с основаниями, основными оксидами и солями (реакции ионного обмена, не ОВР!):

H₂SO₄+2 KOH → K₂SO₄+ 2H₂O;

2H⁺ +SO₄^2- +2K⁺ + 2OH^- = 2K⁺+SO₄^2- + 2H₂O; H⁺+ OH^- = H₂O

H₂SO₄+ KOH → KНSO₄ + H₂O

3H₂SO₄+ Al₂O₃ → Al₂(SO₄)₃+ 3H₂O;

2H⁺ +3SO₄^2- + Al₂O₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄^2- + H₂O ; 2H⁺ + Al₂O₃ → 2Al³⁺ + H₂O

H₂SO₄+ Na₂CO₃→ Na₂SO₄+ H₂CO₃ → Na₂SO₄+ H₂O + CO₂↑;

2H⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + CO₃→ 2Na⁺ + SO₄^2- + H₂O + CO₂↑; 2H⁺ + CO₃→ H₂O + CO₂↑;

Во всех этих реакциях главную роль играют ионы водорода, а SO₄^2- просто присутствует в растворе. Специфической реакцией иона SO₄^2- (т.е. серной кислоты и всех ее солей) является реакция с солями бария.

H₂SO₄+ BaCl₂ → 2HCl + BaSO₄↓

2H⁺ + SO₄^2-+ Ba²⁺ +2Cl^- → 2H⁺ + 2Cl^- + BaSO₄↓

SO₄^2-+ Ba²⁺ → BaSO₄↓

Na₂SO₄+ Ba(NO₃)₂ → 2NaNO₃+ BaSO₄↓

2Na⁺ + SO₄^2-+ Ba²⁺ +2NO₃ ^- → 2Na⁺ + 2NO₃ ^- + BaSO₄↓

SO₄^2-+ Ba²⁺ → BaSO₄↓

Эту реакцию называют «качественной реакцией» на серную кислоту и ее соли, потому что в ней образуется характерный мелкокристаллический белый осадок BaSO₄. Реакцию используют в лабораторной практике для определения наличия в растворе иона SO₄^2-.

При взаимодействии с металлами серная кислота может вести себя по-разному, в зависимости от концентрации и активности металла.

В разбавленной H₂SO₄ окислителем является ион Н⁺, поэтому разбавленная серная кислота взаимодействует только с металлами стоящими в ряду напряжений до водорода, причем, одним из продуктов реакции будет газ водород.

H₂SO_4(разб.)+ Zn → H₂ ↑+ ZnSO₄

Zn⁰ – 2e^- → Zn⁺² H⁺ + e^- → H⁰

Но если мы возьмем концентрированную кислоту, то в роли окислителя выступит S⁺⁶ , и вместо водорода мы получим продукт ее восстановления – какое-то соединение серы. Какое? Это зависит от активности металла, температуры, концентрации кислоты. Обычно образуется смесь таких веществ. Но, упрощая, можно считать, что чем активнее металл, тем более глубоко идет процесс восстановления, и степень окисления серы в продукте реакции будет ниже. Следует также отметить, что с концентрированной H₂SO₄ взаимодействуют все металлы, кроме золота и платины, но на холоду железо, алюминий и хром пассивируются (не реагируют из-за образования прочной пленки на поверхности металла), а некоторые металлы не реагируют и с разбавленной серной кислотой (если при этом образуется нерастворимая соль).

H₂SO_4(конц.)+ Zn → ZnSO₄ + H₂О + S Zn⁰ – 2e^- → Zn²⁺ S⁺⁶ +6e^- → S⁰

H₂SO_4(конц.)+ Cu → ZnSO₄ + H₂О + SO₂ Cu⁰ – 2e^- → Cu²⁺ S⁺⁶ +2e^- → S⁺⁴

H₂SO_4(конц.)+ Ca → CaSO₄ + H₂О + CaS Ca⁰ – 2e^- → Ca²⁺ S⁺⁶ +8e^- → S^-2

H₂SO_4(конц.)– сильный окислитель, и может окислять не только металлы, но и неметаллы и даже их соединения, обугливает органические вещества (т.к. забирает воду, например, у углеводов)

H₂SO_4(конц.)+ C → СО₂↑ + H₂О + SO₂↑

C⁰ – 4e^- → C⁴⁺ S⁺⁶ +2e^- → S⁺⁴

Получение серной кислоты. В промышленности процесс получения серной кислоты обычно включает в себя три стадии. Сырьем является FeS₂ (пирит, железный колчедан).

1) обжиг колчедана (принцип теплообмена, в «кипящем слое», воздух обогащен кислородом):

FeS₂ + O₂ → Fe₂O₃ + SO₂ + 13746кДж

2) каталитическое окисление сернистого газа (450⁰С, катализатор V₂O₅ оксид ванадия (V), принцип противотока):

SO₂ + O₂ ↔ SO₃ + 197,9кДж

3) гидратация оксида серы (VI) (принцип противотока, принцип теплообмена, орошение концентрированной серной кислотой)

SO₃+ H₂O →H₂ SO₄ + 130,6 кДж

Конечным продуктом является «олеум» - раствор SO₃ в концентрированной H₂ SO₄.

В производстве серной кислоты часто используют сернистый газ, получаемый при обжиге цветных руд, горении топлива или свободной серы. Т.е. первая стадия может быть немного другой, а вот две последние – всегда одинаковы.

Применение. Серная кислота – «хлеб» химической промышленности.

1) получение сульфатов, которые широко используются в народном хозяйстве, например:

- K₂SO₄ и (NH₄)₂ SO₄ - сульфаты калия и аммония, в с/х как минеральные удобрения

- CuSO₄∙5H₂O – медный купорос, в с/х как средство борьбы с болезнями растений, в легкой промышленности как краситель, в строительстве как противогрибковое средство, в гальванопластике (покрытие слоем меди)

FeSO₄∙ 7H₂O – железный купорос, в с/х средство борьбы с вредителями растений, в легкой промышленности при крашении тканей.

CaSO₄∙ 2H₂O – минерал гипс, в строительстве используют «жженый гипс» 2CaSO₄∙ H₂O под названием «алебастр» в состав шпаклевок, в медицине - слепки, шины, в художественно- прикладном творчестве.

Na₂SO₄∙ 10H₂O – глауберова соль, в медицине как слабительное, в производстве стекла

BaSO₄ –в медицине_, (рентген желудка), в производстве бумаги, резины как наполнитель

2) в цветной металлургии (гидрометаллургия, получение меди, никеля и т.д.) и обработке металлов (печатные платы, гальваника, аккумуляторы и т.д.)

3) неорганический синтез (производство минеральных удобрений, пигментов, кислот…) и органический синтез (производство красителей, ВВ, полимеров…)

4) производство бумаги

5) производство соды (стекло, СМС)

Соли серной кислоты не обладают окислительными свойствами, вступают в обычные реакции ионного обмена.