Какие ионы содержатся в водных растворах серной кислоты
Серная кислота
Строение молекулы и физические свойства
Серная кислота H2SO4 – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.
Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.
Валентность серы в серной кислоте равна VI.
Способы получения
1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS2.
Основные стадии получения серной кислоты :
- Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
- Очистка полученного газа от примесей.
- Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
- Взаимодействие серного ангидрида с водой.
Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):
| Аппарат | Назначение и уравнения реакций |
| Печь для обжига | 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800оС |
| Циклон | Из печи выходит печной газ, который состоит из SO2, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз. |
| Электрофильтр | Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра). |
| Сушильная башня | Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота. |
| Теплообменник | Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата. |
| Контактный аппарат | 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3):
Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO2 в SO3. Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню. |
| Поглотительная башня | Получение H2SO4 протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3. nSO3 + H2SO4 → H2SO4·nSO3 Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю. |
Общие научные принципы химического производства:
- Непрерывность.
- Противоток
- Катализ
- Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
- Теплообмен
- Рациональное использование сырья
Химические свойства
Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.
1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:
H2SO4 ⇄ H+ + HSO4–
По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:
HSO4– ⇄ H+ + SO42–
2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:
H2SO4 + MgO → MgSO4 + H2O
Еще пример: при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:
H2SO4 + КОН → KHSО4 + H2O
H2SO4 + 2КОН → К2SО4 + 2H2O
Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:
3H2SO4 + 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6H2O
3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).
Например, серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:
Н2SO4 + 2NaHCO3 → Na2SO4 + CO2 + H2O
Или с силикатом натрия:
H2SO4 + Na2SiO3 → Na2SO4 + H2SiO3
Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:
NaNO3(тв.) + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3
Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например, хлорида натрия:
NaCl(тв.) + H2SO4 → NaHSO4 + HCl
4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями.
Например, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2HCl
5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.
Например, серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):
H2SO4(разб.) + Fe → FeSO4 + H2
Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:
H2SO4 + NH3 → NH4HSO4
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO2. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н2S.
Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.
6H2SO4(конц.) + 2Fe → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
6H2SO4(конц.) + 2Al → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:
2H2SO4(конц.) + Cu → CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O
2H2SO4(конц.) + Hg → HgSO4 + SO2 ↑ + 2H2O
2H2SO4(конц.) + 2Ag → Ag2SO4 + SO2↑+ 2H2O
При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:
3Mg + 4H2SO4 → 3MgSO4 + S + 4H2O
При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:
5H2SO4(конц.) + 4Zn → 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O
6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaCl
Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.
7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.
Например, концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):
5H2SO4(конц.) + 2P → 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O
2H2SO4(конц.) + С → СО2↑ + 2SO2↑ + 2H2O
2H2SO4(конц.) + S → 3SO2 ↑ + 2H2O
Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:
3H2SO4(конц.) + 2KBr → Br2↓ + SO2↑ + 2KHSO4 + 2H2O
5H2SO4(конц.) + 8KI → 4I2↓ + H2S↑ + K2SO4 + 4H2O
H2SO4(конц.) + 3H2S → 4S↓ + 4H2O
Источник
ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10
КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ
УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ
Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47,
48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42/2003
Материал этого раздела частично вам знаком по
ранее изученным школьным курсам химии и из
предыдущего раздела. Кратко повторим, что вам
известно, и познакомимся с новым материалом.
В предыдущем разделе мы обсуждали поведение в
водных растворах некоторых солей и органических
веществ, полностью распадающихся на ионы в
водном растворе.
Имеется ряд простых, но несомненных
доказательств того, что некоторые вещества в
водных растворах распадаются на частицы. Так,
водные растворы серной H2SO4, азотной HNO3,
хлорной HClO4, хлороводородной (соляной) HCl,
уксусной CH3COOH и других кислот имеют кислый
вкус. В формулах кислот общей частицей является
атом водорода, и можно предположить, что он (в
виде иона) является причиной одинакового вкуса
всех этих столь различных веществ.
Образующиеся при диссоциации в водном растворе
ионы водорода придают раствору кислый вкус,
поэтому такие вещества и названы кислотами. В
природе только ионы водорода имеют кислый вкус.
Они создают в водном растворе так называемую
кислотную (кислую) среду.
Запомните, когда вы говорите «хлороводород», то
имеете в виду газообразное и кристаллическое
состояние этого вещества, но для водного
раствора следует говорить «раствор
хлороводорода», «хлороводородная кислота» или
использовать общепринятое название «соляная
кислота», хотя состав вещества в любом состоянии
выражается одной и той же формулой – НСl.
Водные растворы гидроксидов лития (LiOH), натрия
(NаОН), калия (КОН), бария (Ва(ОН)2), кальция
(Са(ОН)2) и других металлов имеют одинаковый
неприятный горько-мыльный вкус и вызывают на
коже рук ощущение скольжения. По-видимому, за это
свойство ответственны гидроксид-ионы ОН–,
входящие в состав таких соединений.
Хлороводородная HCl, бромоводородная HBr и
йодоводородная HI кислоты реагируют с цинком
одинаково, несмотря на свой различный состав, т.
к. в действительности с цинком реагирует не
кислота:
Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2,
а ионы водорода:
Zn + 2H+ = Zn2+ + Н2,
и образуются газообразный водород и ионы цинка.
Смешивание некоторых растворов солей, например
хлорида калия KCl и нитрата натрия NaNO3, не
сопровождается заметным тепловым эффектом, хотя
после выпаривания раствора образуется смесь
кристаллов четырех веществ: исходных – хлорида
калия и нитрата натрия – и новых – нитрата калия
КNO3 и хлорида натрия NaCl. Можно предположить,
что в растворе две исходные соли полностью
распадаются на ионы, которые при его выпаривании
образуют четыре кристаллических вещества:
Сопоставляя эти сведения с
электропроводностью водных растворов кислот,
гидроксидов и солей и с рядом других положений,
С.А.Аррениус в 1887 г. выдвинул гипотезу
электролитической диссоциации, согласно которой
молекулы кислот, гидроксидов и солей при
растворении их в воде диссоциируют на ионы.
Изучение продуктов электролиза позволяет
приписать ионам положительные или отрицательные
заряды. Очевидно, если кислота, например азотная
НNO3, диссоциирует, предположим, на два иона
и при электролизе водного раствора на катоде
(отрицательно заряженный электрод) выделяется
водород, то, следовательно, в растворе имеются
положительно заряженные ионы водорода Н+.
Тогда уравнение диссоциации следует записать
так:
НNO3 = Н+ + .
Электролитическая диссоциация –
полный или частичный распад соединения при его
растворении в воде на ионы в результате
взаимодействия с молекулой воды (или другого
растворителя).
Электролиты – кислоты, основания или
соли, водные растворы которых проводят
электрический ток в результате диссоциации.
Вещества, не диссоциирующие в водном растворе на
ионы и растворы которых не проводят
электрический ток, называются неэлектролитами.
Диссоциация электролитов количественно
характеризуется степенью диссоциации
– отношением числа распавшихся на ионы
«молекул» (формульных единиц) к общему числу
«молекул» растворенного вещества. Степень
диссоциации обозначается греческой буквой . Например, если из
каждых 100 «молекул» растворенного вещества 80
распадаются на ионы, то степень диссоциации
растворенного вещества равна: = 80/100 = 0,8, или 80%.
По способности к диссоциации (или, как говорят,
«по силе») электролиты разделяют на сильные,
средние и слабые. По степени
диссоциации к сильным электролитам относят те из
них, для растворов которых > 30%, к слабым – < 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита –
величина, зависящая от концентрации вещества,
температуры, природы растворителя и др.
В случае водных растворов
к сильным электролитам ( > 30%) относят
перечисленные ниже группы соединений.
1. Многие неорганические кислоты,
например хлороводородная НCl, азотная HNO3,
серная H2SО4 в разбавленных растворах.
Самая сильная неорганическая кислота – хлорная
НСlО4.
Сила некислородных кислот возрастает в ряду
однотипных соединений при переходе вниз по
подгруппе кислотообразующих элементов:
HCl – HBr – HI.
Фтороводородная (плавиковая) кислота HF
растворяет стекло, но это вовсе не говорит о ее
силе. Эта кислота из бескислородных
галогенсодержащих относится к кислотам средней
силы из-за высокой энергии связи Н–F, способности
молекул HF к объединению (ассоциации) благодаря
сильным водородным связям, взаимодействия ионов
F– с молекулами НF (водородные связи)
с образованием ионов и других более сложных частиц. В
результате концентрация ионов водорода в водном
растворе этой кислоты оказывается значительно
пониженной, поэтому фтороводородную кислоту
считают средней силы.
Фтороводород реагирует с диоксидом кремния,
входящим в состав стекла, по уравнению:SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O.
Фтороводородную кислоту нельзя хранить в
стеклянных сосудах. Для этого используют сосуды
из свинца, некоторых пластмасс и стекла, стенки
которых покрыты изнутри толстым слоем парафина.
Если для «травления» стекла использовать
газообразный фтороводород, то поверхность
стекла становится матовой, что используется для
нанесения на стекло надписей и различных
рисунков. «Травление» стекла водным раствором
фтороводородной кислоты приводит к разъеданию
поверхности стекла, которая остается прозрачной.
В продаже обычно бывает 40%-й раствор плавиковой
кислоты.
Сила однотипных кислородных кислот изменяется
в противоположном направлении, например йодная
кислота НIО4 слабее хлорной кислоты НСlО4.
Если элемент образует несколько кислородных
кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в
которой кислотообразующий элемент имеет самую
высокую валентность. Так, в ряду кислот НСlО
(хлорноватистая) – НСlО2 (хлористая) – НСlО3
(хлорноватая) – НСlО4 (хлорная) последняя
наиболее сильная.
Один объем воды растворяет около двух объемов
хлора. Хлор (примерно половина его)
взаимодействует с водой:Cl2 + H2O = HCl + HСlO.
Хлороводородная кислота является сильной, в ее
водном растворе практически нет молекул HCl.
Правильнее уравнение реакции записать так:Cl2 + H2O = H+ + Cl–
+ HClO – 25 кДж/моль.Образующийся раствор называют хлорной водой.
Хлорноватистая кислота – быстродействующий
окислитель, поэтому ее применяют для отбеливания
тканей.
2. Гидроксиды элементов главных
подгрупп I и II групп периодической системы: LiОН,
NaОН, КОН, Са(ОН)2 и др. При переходе вниз по
подгруппе по мере усиления металлических
свойств элемента сила гидроксидов возрастает.
Растворимые гидроксиды главной подгруппы I
группы элементов относят к щелочам.
Щелочами называют растворимые в воде
основания. К ним относят также гидроксиды
элементов главной подгруппы II группы
(щелочно-земельные металлы) и гидроксид аммония
(водный раствор аммиака). Иногда щелочами считают
те гидроксиды, которые в водном растворе создают
высокую концентрацию гидроксид-ионов. В
устаревшей литературе вы можете встретить в
числе щелочей карбонаты калия К2СО3
(поташ) и натрия Na2CO3 (сода),
гидрокарбонат натрия NaHCO3 (питьевая сода),
буру Na2B4O7, гидросульфиды натрия
NaHS и калия KHS и др.
Гидроксид кальция Са(ОН)2 как сильный
электролит диссоциирует в одну ступень:
Са(ОН)2 = Са2+ + 2ОН–.
3. Почти все соли. Соль, если это
сильный электролит, диссоциирует в одну ступень,
например хлорид железа:
FeCl3 = Fe3+ + 3Cl–.
В случае водных
растворов к слабым электролитам ( < 3%) относят
перечисленные ниже соединения.
1. Вода H2O – важнейший
электролит.
2. Некоторые неорганические и почти
все органические кислоты: H2S
(сероводородная), H2SO3 (сернистая), H2CO3
(угольная), HCN (циановодородная), Н3РО4
(фосфорная, ортофосфорная), H2SiO3
(кремниевая), H3BO3 (борная, ортоборная),
СН3СООН (уксусная) и др.
Заметим, что угольная кислота в формуле H2CO3
не существует. При растворении углекислого газа
СО2 в воде образуется его гидрат СО2•Н2О,
который мы для удобства расчетов записываем
формулой H2CO3, и уравнение реакции
диссоциации выглядит так:
Диссоциация слабой угольной кислоты проходит в
две ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион также ведет себя
как слабый электролит.
Точно так же ступенчато диссоциируют и другие
многоосновные кислоты: Н3РО4
(фосфорная), H2SiO3 (кремниевая), H3BO3
(борная). В водном растворе диссоциация
практически проходит лишь по первой ступени. Как
осуществить диссоциацию по последней ступени?
3. Гидроксиды многих элементов, например
Аl(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 и др.
Все эти гидроксиды диссоциируют в водном
растворе ступенчато, например гидроксид железа
Fe(OH)3:
В водном растворе диссоциация проходит
практически только по первой ступени. Как
сместить равновесие в сторону образования ионов
Fe3+?
Осно’вные свойства гидроксидов одного и того же
элемента усиливаются с уменьшением валентности
элемента. Так, осно’вные свойства дигидроксида
железа Fe(OH)2 выражены сильнее, чем у
тригидроксида Fe(OH)3. Это утверждение
равносильно тому, что кислотные свойства Fe(OH)3
проявляются сильнее, чем у Fe(OH)2.
4. Гидроксид аммония NH4OH.
При растворении газообразного аммиака NH3 в
воде получается раствор, который очень слабо
проводит электрический ток и имеет
горько-мыльный вкус. Среда раствора осно’вная,
или щелочная. Объясняется такое поведение
аммиака следующим образом. При растворении
аммиака в воде образуется гидрат аммиака NH3•Н2О,
которому условно мы приписываем формулу
несуществующего гидроксида аммония NH4OH,
считая, что это соединение диссоциирует с
образованием иона аммония и гидроксид-иона ОН–:
NH4OH = + ОН–.
5. Некоторые соли: хлорид цинка ZnCl2,
тиоцианат железа Fe(NСS)3, цианид ртути Hg(CN)2
и др. Эти соли диссоциируют ступенчато.
К электролитам средней
силы некоторые относят фосфорную кислоту Н3РО4.
Мы будем считать фосфорную кислоту слабым
электролитом и записывать три ступени ее
диссоциации. Серная кислота в концентрированных
растворах ведет себя как электролит средней
силы, а в очень концентрированных растворах –
как слабый электролит. Мы далее будем считать
серную кислоту сильным электролитом и
записывать уравнение ее диссоциации в одну
ступень.
Список новых и забытых понятий и слов
раствор;
электролитическая диссоциация;
электролиты, неэлектролиты;
степень диссоциации;
сильные и слабые электролиты;
щелочи.
О.С.ЗАЙЦЕВ
Источник