Химическая формула серной кислоты. Серная кислота — химические свойства и промышленное производство

Новая тема: Серная кислота – H 2 SO 4

1. Электронная и структурная формулы серой кислоты

*S - сера находится в возбуждённом состоянии 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1 3P 3 3d 2

Электронная формула молекулы серной кислоты:

H - O O

\\ //

// \\

H - O O

Структурная формула молекулы серной кислоты:

1 H - -2 O -2 O

\\ //

// \\

1 H - -2 O -2 O

2.Получение:

Химические процессы производства серной кислоты можно представить в виде следующей схемы:

S +O 2 +O 2 +H 2 O

FeS 2 SO 2 SO 3 H 2 SO 4

H 2 S

Получают серную кислоту в три стадии:

1стадия. В качестве сырья применяют серу, железный колчедан или сероводород.

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

2стадия . Окисление SO 2 до SO 3 кислородом при помощи катализатора V 2 O 5

V 2 O 5

2SO 2 +O 2 =2SO 3 +Q

3стадия. Для превращения SO 3 в серную кислот применяют не воду т.к. происходит сильное разогревание, а концентрированный раствор серной кислоты.

SO 3 +H 2 O H 2 SO 4

В результате получают олеум – раствор SO 3 в серной кислоте.

Схема цепи аппаратов (см.учебник стр.105)

3.Физические свойства.

а) жидкость б) бесцветная в)тяжелая (купоросное масло) г)нелетучая

г) при растворении в воде происходит сильное разогревание (поэтому серную кислоту непременно нужно наливать в воду,а не наоборот!)

4. Химические свойства Серной кислоты.

Разбавленная H 2 SO 4

Концентрированная H 2 SO 4

Обладает всеми свойствами кислот

Обладает специфическими свойствами

1.Изменяет окраску индикатора:

H 2 SO 4 H + +HSO 4 -

HSO 4 - H + +SO 4 2-

2.Реагирует с металлами, стоящими до водорода:

Zn+ H 2 SO 4 ZnSO 4 +H 2

3.Реагирует с основными и амфотерными оксидами:

MgO+ H 2 SO 4 MgSO 4 +H 2 O

4.Взаимодействует с основаниям (реакция нейтрализации)

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

при избытке кислоты образуются кислые соли

NaOH+H 2 SO 4 NaHSO 4 +H 2 O

5.Реагирует с сухими солями, вытесняя из них другие кислоты (это самая сильная и нелетучая кислота):

2NaCl+H 2 SO 4 Na 2 SO 4 +2HCl

6.Реагирует с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая соль:

BaCl 2 +H 2 SO 4 BaSO 4 +2HCl -

Белый осадок

качественная реакция на ион SO 4 2-

7.При нагревании разлагается:

H 2 SO 4 H 2 O+SO 3

1.Концентрированная H 2 SO 4 - сильнейший окислитель, при нагревании она реагирует со всеми металлами (кроме Au и Pt). В этих реакциях в зависимости от активности металла и условий выделяется S,SO 2 или H 2 S

Например:

0 +6 +2 +4

Cu+ конц 2H 2 SO 4 CuSO 4 +SO 2 +H 2 O

2.конц. H 2 SO 4 пассивирует железо и алюминий,

поэтому её можно перевозить в стальных и

алюминиевых цистернах.

3. конц. H 2 SO 4 хорошо поглощает воду

H 2 SO 4 +H 2 O H 2 SO 4 *2H 2 O

Поэтому она обугливает органические вещества

5.Применение : Серная кислота -один из важнейших продуктов, используемых в различных отраслях промышленности. Основными её потребителями являются производство минеральных удобрений, металлургия, чистка нефтепродуктов. Серная кислота применяется при производстве других кислот, моющих средств, взрывчатых веществ, лекарств, красок, в качестве электролитов для свинцовых аккумуляторов. (Учебник стр.103).

6.Соли серной кислоты

Серная кислота диссоциирует ступенчато

H 2 SO 4 H + +HSO 4 -

HSO 4 - H + +SO 4 2-

поэтому она образует два вида солее – сульфаты и гидросульфаты

Например: Na 2 SO 4 - сульфат натрия (средняя соль)

Na HSO 4 - гидросульфат натрия (кислая соль)

Наибольшее применение находят:

Na 2 SO 4 * 10H 2 O –глауберова соль (применяется при производстве соды, стекла, в медицине и

Ветеринарии.

СaSO 4 *2H 2 O –гипс

СuSO 4 *5H 2 O –медный купорос(применяется в сельском хозяйстве).

Лабораторный опыт

Химические свойства серной кислоты.

Оборудование : Пробирки.

Реактивы: серная кислота, метиловый – оранжевый, цинк, оксид магния, гидроксид натрия и фенолфталеин, карбонат натрия, хлорид бария.

б) Заполни таблицу наблюдений

Имеет историческое название: купоросное масло. Изучение кислоты началось с древних времен, в своих трудах ее описывали: греческий врач Диоскорид, римский натуралист Плиний Старший, исламские алхимики Гебер, Рази и Ибн Сина, другие. В Шумерах существовал перечень купоросов, которые классифицировались по цвету вещества. В наше время слово «купорос» объединяет кристаллогидраты сульфатов двухвалентных металлов.

В 17 веке, германо-голландский химик Иоган Глаубер получил серную кислоту путем сжигания серы с (KNO3) в присутствии В 1736 году Джошуа Уорд (фармацевт из Лондона) этот метод использовал в производстве. Это время можно считать точкой отсчета, когда в уже крупных масштабах стала выпускаться серная кислота. Формула ее (H2SO4), как принято считать, была установлена шведским химиком Берцелиусом (1779—1848) немого позже.

Берцелиус при помощи буквенных символов (обозначают химические элементы) и нижних цифровых индексов (указывают на количество в молекуле атомов данного вида) установил, что в одной молекуле содержится 1 атом серы (S), 2 атома водорода (H) и 4 атома кислорода (O). С этого времени стал известен качественный и количественный состав молекулы, то есть на языке химии описана серная кислота.

Показывающая в графическом виде взаимное расположение в молекуле атомов и химических связей между ними (их принято обозначать линиями), информирует, что в центре молекулы находится атом серы, который связан двойными связями с двумя атомами кислорода. С другими двумя атомами кислорода, к каждому из которых прикреплен атом водорода, этот же атом серы соединен одинарными связями.

Свойства

Серная кислота — слегка желтоватая или бесцветная, вязкая жидкость, растворимая в воде при любых концентрациях. Она является сильной минеральной отличается высокой агрессивностью по отношению к металлам (концентрированная не взаимодействует с железом без нагревания, а пассивирует его), горным породам, тканям животных или другим материалам. Характеризуется высокой гигроскопичностью и ярко выраженными свойствами сильного окислителя. При температуре 10,4 оС кислота затвердевает. При нагревании до 300 оС почти 99 % кислота теряет серный ангидрид (SO3).

Свойства ее меняются в зависимости от концентрации ее водного раствора. Существуют общепринятые названия растворов кислоты. Разбавленной кислота считается до 10 %. Аккумуляторная — от 29 до 32 %. При концентрации менее 75 % (как установлено в ГОСТ 2184) ее называют башенной. Если концентрация 98 %, то это будет уже серная кислота концентрированная. Формула(химическая или структурная) во всех случаях остается неизменной.

При растворении в серной кислоте концентрированной серного ангидрида образуется олеум или дымящая серная кислота, формула ее может быть записана так: H2S2O7. Чистая кислота (H2S2O7) является твердым веществом с температурой плавления 36 оС. Реакции гидратации серной кислоты характеризуются выделением тепла в большом количестве.

Разбавленная кислота вступает в реакцию с металлами, реагируя с которыми, проявляет свойства сильного окислителя. При этом восстанавливается серная кислота, формула образованных веществ, содержащих восстановленный (до +4, 0 или -2) атом серы, может быть: SO2, S или H2S.

Реагирует с неметаллами, например, углеродом или серой:

2 H2SO4 + C → 2 SO2 + CO2 + 2 H2O

2 H2SO4 + S → 3 SO2 + 2 H2O

Вступает в реакцию с хлоридом натрия:

H2SO4 + NaCl → NaHSO4 + HCl

Для нее характерна реакция электрофильного замещения атома водорода, присоединенного к бензольному кольцу ароматического соединения, на группу —SO3H.

Получение

В 1831 году был запатентован контактный метод получения H2SO4, являющийся в настоящее время основным. Сегодня большая часть серной кислоты производится с использованием этого метода. В качестве сырья применяется сульфидная руда (чаще железный колчедан FeS2), который обжигают в специальных печах, при этом образуется обжиговый газ. Так как температура газа равняется 900 оС, то его охлаждают серной кислотой с концентрацией 70 %. Затем газ в циклоне и электрофильтре очищают от пыли, в промывных башнях кислотой с концентрацией 40 и 10 % от каталитических ядов (As2O5 и фтора), на мокрых электрофильтрах от аэрозоля кислоты. Далее обжиговый газ, содержащий 9 % сернистого ангидрида (SO2), осушают и подают в контактный аппарат. Пройдя через 3 слоя ванадиевого катализатора, SO2 окисляется в SO3. Для растворения образовавшегося серного ангидрида применяется концентрированная серная кислота. Формула раствора серного ангидрида (SO3) в безводной серной кислоте представляет собой H2S2O7. В таком виде олеум в стальных цистернах транспортируется к потребителю, где его разбавляют до нужной концентрации.

Применение

Благодаря различным химическим свойствами, H2SO4 имеет широкий спектр применения. В производстве самой кислоты, как электролит в свинцово-кислотных аккумуляторах, для изготовления различных чистящих средств, также является важным реагентом в химической промышленности. Она используется также в производстве: спиртов, пластмасс, красителей, резины, эфира, клеев, мыла и моющих средств, фармацевтической продукции, целлюлозы и бумаги, нефтепродуктов.

Серная кислота

[править]

Материал из Википедии - свободной энциклопедии

Серная кислота



Общие
Систематическое наименование	серная кислота
Химическая формула	H 2 SO 4
Отн. молек. масса	98,082 а. е. м.
Молярная масса	98,082 г/моль
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	жидкость
Плотность	1,8356 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	-10,38*С °C
Температура кипения	279,6*С °C
Температура воспламенения	не воспламеняется °C
Удельная теплота плавления	10,73 Дж/кг
Химические свойства
pK a	-3
Растворимость в воде	смешивается г/100 мл
Оптические свойства
Показатель преломления	1.397
Структура
Дипольный момент	2.72 Д
Классификация
Рег. номер CAS	7664-93-9
Регистрационный номер EC	231-639-5
RTECS	WS5600000
Токсикология
ЛД 50	510 мг/кг
Токсичность	W

Се́рная кислота́ H 2 SO 4 - сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота - тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO 3 . Если молярное отношение SO 3:H 2 O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1, - раствор SO 3 в серной кислоте (олеум).

Физические и физико-химические свойства

Очень сильная кислота, при 18 о С pK a (1) = −2,8, pK a (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 % H 2 SO 4 и 1,7 % H 2 О с температурой кипения 338,8 о С). Серная кислота, отвечающая 100%-ному содержанию H 2 SO 4 , имеет состав (%): H 2 SO 4 99,5, HSO 4 − - 0,18, H 3 SO 4 + - 0,14, H 3 O + - 0,09, H 2 S 2 O 7 , - 0,04, HS 2 O 7 ⁻ - 0,05. Смешивается с водой и SO 3 , во всех соотношениях. В водных растворах серная кислота практически полностью диссоциирует на H + , HSO 4 − , и SO₄ 2− . Образует гидраты H 2 SO 4 ·n H 2 O, где n = 1, 2, 3, 4 и 6,5.

Олеум

Основная статья : Олеум

Растворы серного ангидрида SO 3 в серной кислоте называются олеумом, они образуют два соединения H 2 SO 4 ·SO 3 и H 2 SO 4 ·2SO 3 .

Олеум содержит также пиросерные кислоты, получающиеся по реакциям:

Температура кипения олеума с увеличением содержания SO 3 понижается. При увеличении концентрации водных растворов серной кислоты общее давление пара над растворами понижается и при содержании 98,3 % H 2 SO 4 достигает минимума. С увеличением концентрации SO 3 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, H 2 SO 4 и SO 3 , 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 61 день ] . 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 = 1,67·10⁻⁵T 3/2 см²/с.

Химические свойства

Серная кислота - довольно сильный окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO 2 , S - до SO 2 , окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO 2 , а наиболее сильными восстановителями - до S и H 2 S. Концентрированная H 2 SO 4 частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H 2 SO 4 взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислительные свойства для разбавленной H 2 SO 4 нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние - сульфаты и кислые - гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H 2 SO 5 и пероксодисерная H 2 S 2 O 8 кислоты.

Применение

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 (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 дисцилированной воды.

Мировое производство серной кислоты ок. 160 млн тонн в год. 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.

Токсическое действие

Серная кислота и олеум - очень едкие вещества. Они поражают кожу, слизистые оболочки, дыхательные пути (вызывают химические ожоги). При вдыхании паров этих веществ они вызывают затруднение дыхания, кашель, нередко - ларингит, трахеит, бронхит и т. д. 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.

Исторические сведения

молекула серной кислоты по Дальтону

Серная кислота известна с древности. 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 (FeSO 4 7H 2 O и CuSO 4 5H 2 O), также получил раствор серной кислоты. Этот способ усовершенствовал европейский алхимик Альберт Магнус, живший в XIII веке.

В XV веке алхимики обнаружили, что серную кислоту можно получить, сжигая смесь серы и селитры, или из пирита - серного колчедана, более дешевого и распространенного сырья, чем сера. Таким способом получали серную кислоту на протяжении 300 лет, небольшими количествами в стеклянных ретортах. И только в середине 18 столетия, когда было установлено, что свинец не растворяется в серной кислоте, от стеклянной лабораторной посуды перешли к большим промышленным свинцовым камерам.

Физические свойства серной кислоты:
Тяжелая маслянистая жидкость («купоросное масло»);
плотность 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).

Теплота гидратации настолько велика, что смесь может вскипать, разбрызгиваться и вызывать ожоги. Поэтому необходимо добавлять кислоту к воде, а не наоборот, поскольку при добавлении воды к кислоте более легкая вода окажется на поверхности кислоты, где и сосредоточится вся выделяющаяся теплота.

Промышленное производство серной кислоты (контактный способ):

1) 4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2) 2SO 2 + O 2 V 2 O 5 → 2SO 3

3) nSO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 4 ·nSO 3 (олеум)

Измельчённый очищенный влажный пирит (серный колчедан) сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое «. Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащённый кислородом.
Из печи выходит печной газ, состав которого: SO 2 , O 2 , пары воды (пирит был влажный) и мельчайшие частицы огарка (оксида железа). Газ очищают от примесей твёрдых частиц (в циклоне и электрофильтре) и паров воды (в сушильной башне).
В контактном аппарате происходит окисление сернистого газа с использованием катализатора V 2 O 5 (пятиокись ванадия) для увеличения скорости реакции. Процесс окисления одного оксида в другой является обратимым. Поэтому подбирают оптимальные условия протекания прямой реакции — повышенное давление (т.к прямая реакция идет с уменьшением общего объема) и температура не выше 500 С (т.к реакция экзотермическая).

В поглотительной башне происходит поглощение оксида серы (VI) концентрированной серной кислотой.
Поглощение водой не используют, т.к оксид серы растворяется в воде с выделением большого количества теплоты, поэтому образующаяся серная кислота закипает и превращается в пар. Для того, чтобы не образовывалось сернокислотного тумана, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H 2 SO 4 ·nSO 3

Химические свойства серной кислоты:

H 2 SO 4 — сильная двухосновная кислота, одна из самых сильных минеральных кислот, из-за высокой полярности связь Н – О легко разрывается.

1) В водном растворе серная кислота диссоциирует , образуя ион водорода и кислотный остаток:
H 2 SO 4 = H + + HSO 4 — ;
HSO 4 — = H + + SO 4 2- .
Суммарное уравнение:
H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2- .

2) Взаимодействие серной кислоты с металлами :
Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (разб) → Zn +2 SO 4 + H 2

3) Взаимодействие серной кислоты с основными оксидами:
CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

4) Взаимодействие серной кислоты с гидроксидами:
H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 → CuSO 4 + 2H 2 O

5) Обменные реакции с солями:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Образование белого осадка BaSO 4 (нерастворимого в кислотах) используется для обнаружения серной кислоты и растворимых сульфатов (качественная реакция на сульфат ион).

Особые свойства концентрированной H 2 SO 4:

1) Концентрированная серная кислота является сильным окислителем ; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) восстанавливаться до S +4 O 2 , S 0 или H 2 S -2 в зависимости от активности металла. Без нагревания не реагирует с Fe, Al, Cr – пассивация. При взаимодействии с металлами, обладающими переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления , чем в случае с разбавленным раствором кислоты: Fe 0 → Fe 3+ , Cr 0 → Cr 3+ , Mn 0 → Mn 4+ ,Sn 0 → Sn 4+

Активный металл

8 Al + 15 H 2 SO 4(конц.) →4Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S
4│2Al 0 – 6e — → 2Al 3+ — окисление
3│ S 6+ + 8e → S 2– восстановление

4Mg+ 5H 2 SO 4 → 4MgSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Металл средней активности

2Cr + 4 H 2 SO 4(конц.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ — окисление
1│ S 6+ + 6e → S 0 – восстановление

Металл малоактивный

2Bi + 6H 2 SO 4(конц.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3SO 2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – окисление
3│ S 6+ + 2e →S 4+ — восстановление

2Ag + 2H 2 SO 4 →Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

2) Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы как правило до максимальной степени окисления, сама восстанавливается до S +4 O 2:

С + 2H 2 SO 4 (конц) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

S+ 2H 2 SO 4 (конц) → 3SO 2 + 2H 2 O

2P+ 5H 2 SO 4 (конц)→5SO 2 + 2H 3 PO 4 + 2H 2 O

3) Окисление сложных веществ:
Серная кислота окисляет HI и НВг до свободных галогенов:
2 КВr + 2Н 2 SO 4 = К 2 SО 4 + SO 2 + Вr 2 + 2Н 2 О
2 КI + 2Н 2 SО 4 = К 2 SO 4 + SO 2 + I 2 + 2Н 2 О
Концентрированная серная кислота не может окислить хлорид-ионы до свободного хлора, что дает возможность получать НСl по реакции обмена:
NаСl + Н 2 SO 4 (конц.) = NаНSO 4 + НСl

Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты приводит к получению этилена:
С 2 Н 5 ОН = С 2 Н 4 + Н 2 О.

Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и др. углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием:
C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 = 18H 2 O + 12SO 2 + 6CO 2 .

Неразбавленная серная кислота представляет собой ковалентное соединение.

В молекуле серная кислота тетраэдрически окружена четырьмя атомами кислорода, два из которых входят в состав гидроксильных групп. Связи S – O – двойные, а S – OH – одинарные.

Бесцветные, похожие на лед кристаллы имеют слоистую структуру: каждая молекула H 2 SO 4 соединена с четырьмя соседними прочными водородными связями, образуя единый пространственный каркас.

Структура жидкой серной кислоты похожа на структуру твердой, только целостность пространственного каркаса нарушена.

Физические свойства серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом. Если молярное отношение SO 3: Н 2 О меньше 1, то это водный раствор серной кислоты, если больше 1, – раствор SO 3 в серной кислоте.

100 %-ная H 2 SO 4 кристаллизуется при 10,45 °С; Т кип = 296,2 °С; плотность 1,98 г/см 3 . H 2 SO 4 смешивается с Н 2 О и SO 3 в любых соотношениях с образованием гидратов, теплота гидратации настолько велика, что смесь может вскипать, разбрызгиваться и вызывать ожоги. Поэтому необходимо добавлять кислоту к воде, а не наоборот, поскольку при добавлении воды к кислоте более легкая вода окажется на поверхности кислоты, где и сосредоточится вся выделяющаяся теплота.

При нагревании и кипении водных растворов серной кислоты, содержащих до 70 % H 2 SO 4 , в паровую фазу выделяются только пары воды. Над более концентрированными растворами появляются и пары серной кислоты.

По структурным особенностям и аномалиям жидкая серная кислота похожа на воду. Здесь та же система водородных связей, почти такой же пространственный каркас.

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота – одна из самых сильных минеральных кислот, из-за высокой полярности связь Н – О легко разрывается.

В водном растворе серная кислота диссоциирует , образуя ион водорода и кислотный остаток:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ;

HSO 4 - = H + + SO 4 2- .

Суммарное уравнение:

H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2- .

Проявляет свойства кислот , реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями.

Разбавленная серная кислота не проявляет окислительных свойств, при ее взаимодействии с металлами выделяется водород и соль, содержащая металл в низшей степени окисления. На холоде кислота инертна по отношению к таким металлам, как железо, алюминий и даже барий.

Концентрированная кислота обладает окислительными свойствами. Возможные продукты взаимодействия простых веществ с концентрированной серной кислотой приведены в таблице. Показана зависимость продукта восстановления от концентрации кислоты и степени активности металла: чем активнее металл, тем глубже он восстанавливает сульфат-ион серной кислоты.

Взаимодействие с оксидами:

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

Взаимодействие с основаниями:

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

Взаимодействие с солями:

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

Окислительные свойства

Серная кислота окисляет HI и НВг до свободных галогенов:

H 2 SO 4 + 2HI = I 2 + 2H 2 O + SO 2.

С 2 Н 5 ОН = С 2 Н 4 + Н 2 О.

Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и др. углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием:

C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 = 18H 2 O + 12SO 2 + 6CO 2 .