Серная кислота. Общая характеристика, получение, химические свойства

Серная кислота. Общая характеристика, получение, химические свойства

Серная кислота

Серная кислота, также известная как масло витриола, или купоросное масло представляет собой минеральную кислоту, состоящую из элементов серы, кислорода и водорода, с молекулярной формулой H2SO4.

Структурная формула серной кислоты

Она является бесцветной, не имеющей запаха вязкой жидкостью, которая растворима в воде и синтезируется в реакциях, которые являются сильно экзотермическими.

Чистая серная кислота является вязкой прозрачной жидкостью, как масло, и это объясняет старое название кислоты ("масло витриола").

Обладает следующими важными характеристиками:

  • гигроскопичная - легко поглощает водяной пар из воздуха;
  • коррозионная - сильный окислитель и дегидратирующий агент;
  • вызывает ожоги - даже при малых концентрациях способна к образованию химических и вторичных термических ожогов.


Серная кислота в истории

Изучение витриола (купороса) - категории стекловидных минералов, из которых может быть получена кислота, началось в древности.

  • Одни из самых ранних дискуссий о происхождении и свойствах витриола - в работах греческого врача Диоскорида (I век нашей эры) и римского натуралиста Плиния Старшего (23-79 годы нашей эры).

Средневековые алхимики исламской эпохи, Джабир ибн Хайян (721 - 815, также известный как Гебер), Рази (865 - 925) и Джамаль Дин аль - Ватват (1318), включили купорос в списки классификации минералов.

  • Ибн Сина (Авиценна) сосредоточился на медицинских применениях и различных разновидностях витриола.

Мухаммад ибн Закарий аль-Рази (854-925) считается первым, кто произвел серную кислоту. Серная кислота была названа "маслом витриола" средневековыми европейскими алхимиками, потому что она была приготовлена обжаркой "зелёного купороса" (сульфата железа (II)) в железной реторте.

  • В XVII веке германо - голландский химик Иоганн Глаубер приготовил серную кислоту, сжигая серу вместе с селитрой (нитрат калия, KNO3), в присутствии пара. По мере разложения солевого раствора он окислял серу до SO3, который объединялся с водой для получения серной кислоты.

В 1736 году лондонский фармацевт Джошуа Уорд использовал этот метод для начала первого крупномасштабного производства серной кислоты.

  • В 1746 году в Бирмингеме Джон Робак применил этот способ для получения H2SO4 в камерах со свинцовой облицовкой, которые были более прочными, менее дорогими и более крупными, чем ранее использовавшиеся стеклянные контейнеры. Этот процесс позволил эффективно индустриализовать производство серной кислоты.

После нескольких уточнений этот способ, называемый процессом в свинцовой камере или "камерный процесс", оставался стандартом для производства серной кислоты в течение почти двух столетий.

В 1831 году британский торговец уксусом Перегрин Филлипс запатентовал "контактный процесс", который был гораздо более экономичным процессом производства серного ангидрида и концентрированной серной кислоты.


Получение серной кислоты

Существует несколько способов получения серной кислоты, в частности

  • процесс влажной серной кислоты (метод WSA), мокрый катализ;
  • метод "свинцовой камеры" - первый индустриальный способ получения серной кислоты;


Серная кислота и Вода

Концентрированная серная кислота обладает очень мощным дегидратирующим свойством, удаляя воду (H2O) из других химических соединений, включая сахар и другие углеводы, и получая углерод, тепло и пар.

Приготовление разбавленной кислоты может быть опасным из-за тепла, выделяющегося в процессе разбавления.

Вода обладает более высокой теплоемкостью, чем кислота, и поэтому сосуд из холодной воды будет поглощать тепло по мере добавления кислоты.

Поскольку реакция гидратации серной кислоты является очень экзотермической, разбавление всегда должно осуществляться добавлением кислоты к воде, а не воды к кислоте.

Реакция находится в равновесии, которое способствует быстрому протонированию воды, добавление кислоты к воде гарантирует, что кислота является ограничительным реагентом.

Эту реакцию лучше всего рассматривать как образование ионов гидроксония:

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4-
HSO4- + H2O → H3O+ + SO2 2-


Серная кислота и Ожоги

Серная кислота способна вызывать сильные ожоги, особенно когда она находится в высоких концентрациях.

  • Она легко разлагает белки и липиды посредством гидролиза амида и сложного эфира при контакте с живыми тканями, такими как кожа и мышцы;
  • проявляет сильное дегидратирующее свойство на углеводах, высвобождая дополнительное тепло и вызывая вторичные термические ожоги;
  • быстро атакует роговицу и может вызвать постоянную слепоту, если плеснуть на глаза;
  • в случае проглатывания она необратимо повреждает внутренние органы и может даже привести к летальному исходу;
  • сильные окислительные свойства делают ее сильно коррозионной по отношению ко многим металлам и могут привести к его разрушению на других материалах.
По этим причинам ущерб, наносимый серной кислотой, потенциально является более серьезным, чем ущерб, наносимый другими сравнительно сильными кислотами, такими как соляная кислота и азотная кислота.


Серная кислота и ее Опасность

  • H2SO4 - негорючая кислота.

Основными профессиональными рисками, создаваемыми этой кислотой, являются контакт с кожей, приводящий к ожогам и вдыхание паров.

  • Воздействие паров в высоких концентрациях приводит к немедленному и сильному раздражению глаз, дыхательных путей и слизистых оболочек: это быстро прекращается после воздействия, хотя существует риск последующего отека легких, если повреждение тканей было более сильным.

При более низких концентрациях наиболее часто сообщаемым симптомом хронического воздействия сернокислотных аэрозолей является эрозия зубов, обнаруженная практически во всех исследованиях.

  • Повторное воздействие сернокислых туманов может повысить вероятность развития рака легких до 64 процентов.

В США допустимый предел воздействия на серную кислоту установлен на уровне 1 мг/м3: пределы в других странах аналогичны. Были сообщения о приеме серной кислоты в пищу, приводящем к дефициту витамина B12 с комбинированной дегенерацией.

  • В таких случаях чаще всего поражается спинной мозг, но зрительные нервы могут демонстрировать демиелинизацию, потерю аксонов и глиозы.


Серная кислота и ее Применение

Производство H2SO4 в стране является хорошим показателем ее промышленной прочности.

Мировое производство в 2004 году составило около 180 миллионов тонн при следующем географическом распределении:

  • Азия - 35%,
  • Северная Америка (включая Мексику) - 24%,
  • Африка 11%, Западная Европа - 10%,
  • Восточная Европа и Россия - 10%,
  • Австралия и Океания - 7%,
  • Южная Америка - 7%.

Большая часть этого количества (≈60%) потребляется на удобрения, в частности на суперфосфаты, фосфат аммония и сульфаты аммония.

Около 20% используется в химической промышленности для производства моющих средств, синтетических смол, красителей, фармацевтических препаратов, нефтяных катализаторов, инсектицидов и антифризов, а также в различных процессах, таких как кислотизация нефтяных скважин, восстановление алюминия, проклеивание бумаги, обработка воды.

Около 6% применений относятся к пигментам и включают краски, эмали, печатные краски, мелованные ткани и бумагу.

Остальное количество (≈14%) применяется в таких отраслях, как производство взрывчатых веществ, целлофана, ацетата и вискозного текстиля, смазочных материалов, цветных металлов и батарей.


Серная кислота и Водоросли

H2SO4 используется в качестве защиты некоторыми морскими видами, например, фаэофит Desmarestia munda (порядок Desmarestiales) концентрирует серную кислоту в клеточных вакуолях.

  • Под воздействием воздуха они выделяют кислоту, тем самым разрушая себя и близлежащие морские водоросли в процессе.


Серная кислота и Венера

Серная кислота образуется в верхних слоях атмосферы Венеры при фотохимическом воздействии Солнца на диоксид углерода, диоксид серы и водяной пар.

  • Ультрафиолетовые фотоны с длинами волн менее 169 нм могут фотодиссоциировать диоксид углерода на монооксид углерода и атомный кислород.

В верхних, более холодных частях атмосферы Венеры серная кислота существует в виде жидкости, а густые облака серной кислоты полностью затмевают поверхность планеты, если смотреть сверху.

  • Постоянные венерины облака производят концентрированный кислотный дождь, так как облака в атмосфере Земли производят водный дождь.


Серная кислота и Европа

Инфракрасные спектры, полученные космическим аппаратом NASA Galileo, показывают различные поглощения на спутнике Юпитера Европе, которые приписываются одному или нескольким гидратам серной кислоты.

  • H2SO4 в растворе с водой вызывает значительное снижение температуры плавления воды до 210 К (− 63 С), и это делает более вероятным существование жидких растворов под ледяной коркой Европы.

Трактовка спектров несколько спорна. Некоторые планетологи предпочитают присваивать спектральные особенности сульфатному иону, возможно, как части одного или нескольких минералов на поверхности Европы.


Серная кислота на Земле

Чистая серная кислота не встречается естественным образом на Земле в безводной форме из-за ее большого сродства к воде.

  • Разбавленная серная кислота является составной частью кислотного дождя, который образуется атмосферным окислением диоксида серы в присутствии воды, то есть окислением сернистой кислоты.

Диоксид серы является основным побочным продуктом, получаемым при сжигании серосодержащих видов топлива, таких как уголь или нефть.

  • Серная кислота образуется путем окисления сульфидных минералов, таких как сульфид железа.
  • В стратосфере, втором слое атмосферы, который обычно находится между 10 и 50 км над поверхностью Земли, серная кислота образуется в результате окисления вулканического диоксида серы гидроксильным радикалом.

Поскольку серная кислота достигает перенасыщения в стратосфере, она может образовать частицы аэрозоля и обеспечить поверхность для роста аэрозоля путем конденсации и коагуляции с другими аэрозолями вода-серная кислота, что приводит к образованию стратосферного аэрозольного слоя.


Таблица 1: Химические свойства серной кислоты

Реагенты

Разбавленная H2SO4

Концентрированная H2SO4

Металлы активные

(Ca, Na, Ba, Zn, Mg)

H2SO4 (p.) + Zn = ZnSO4 + H2

H2SO4 (p.) + Ca = CaSO4 + H2

4H2SO4 (k.) + 3Mg = 3MgSO4 + S↓ + 4H2O

2H2SO4 (k.) + Mg = MgSO4 + SO2 + 2H2O

5H2SO4 (k.) + 4Mg = 4MgSO4 + H2S + 4H2O

Металлы средней активности

(Fe, Sn, Cr, Co, Ni, Pb)

H2SO4 (p.) + Fe = FeSO4 + H2

H2SO4 (p.) + Pb ≠

2H2SO4 (k.) + Fe = FeSO4 + SO2↑+ 2H2O (t)

Малоактивные металлы

(Hg, Ag, Cu, Bi)

H2SO4 (p.) + Cu ≠

H2SO4 (p.) + Hg ≠

2H2SO4 (k.) + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O (t)

H2SO4 (k.) + Au, Pt ≠ ни при каких условиях

Неметаллы

-

2H2SO4 (k.) + S = 3SO2 + 2H2O

2H2SO4 (k.) + C = 2SO2 + CO2 + 2H2O

5H2SO4 (k.) + 2P = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O

H2SO4 (k.) + F2 = 2HF + SO4 (0 C)

H2SO4 (k.) + Cl2, Br2, I2

Основания

H2SO4 (p.) + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 (p.) + 2NH4OH = (NH4)2SO4 + 2H2O

3H2SO4 (p.) + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 6H2O

H2SO4 (k.) + NaOH = NaHSO4 + H2O

H2SO4 (k.) + NH4OH = NH4HSO4 + H2O

Основные оксиды

H2SO4 (p.) + CaO = CaSO4 + H2O

H2SO4 (k.) + CuO = CuSO4 + H2O

Амфотерные оксиды

H2SO4 (p.) + ZnO = ZnSO4 + H2O

3H2SO4 (k.) + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Кислотные оксиды

-

H2SO4 (k.) + CO = CO2 + SO2 + H2O

H2SO4 (k.) + CO2

H2SO4 (k.) + SO2

Соли

H2SO4 (p.) + Na2CO3 = Na2SO4 + CO2↑ + H2O

H2SO4 (p.) + CaCO3 = CaSO4 + CO2↑ + H2O

3H2SO4 (p.) + Cr2S3 = Cr2(SO4)3 + 3H2S↑

H2SO4 (k.) + NaCl = NaHSO4 + HCl (30 - 50 C)

H2SO4 (k.) + Na2SO4 = 2NaHSO4 (40 C)

3H2SO4 (k.) + 2KBr = SO2 + Br2 + 2H2O + 2KHSO4 (40 – 60 C)

5H2SO4 (k.) + 8KI = H2S + 4I2 + 4H2O + 4K2SO4

Кислоты

-

H2SO4 (k.) + H2S = S↓ + SO2 + 2H2O

H2SO4 (k.) + 8HI = 4I2 + H2S + 4H2O

H2SO4 (k.) + HCl ≠

H2SO4 (k.) + 2HBr = SO2 + Br2↓ + 2H2O

H2

-

2H2SO4 (k.) + 4H2 = S + SO2 + 6H2O

H2O2

-

H2SO4 (k.) + H2O2 = H2SO3(O2) + H2O



Станьте первым!



pangenes.ru © 2020
Яндекс.Метрика