Серная кислота

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Серная кислота
Sulfuric-acid-2D-dimensions.svg
Серная кислота
Серная кислота
Общие
Систематическое
наименование
серная кислота
Хим. формула H2SO4
Физические свойства
Состояние жидкость
Молярная масса 98,078 ± 0,006 г/моль
Плотность 1,8356 г/см³
Кинематическая вязкость 15,01 см²/с
(при 20 °C)
Термические свойства
Т. плав. -10,38 °C
Т. кип. 279,6 °C
Удельная теплота плавления 10,73 Дж/кг
Химические свойства
pKa -3
Растворимость в воде смешивается
Оптические свойства
Показатель преломления 1.397
Структура
Дипольный момент 2.72 Д
Классификация
Рег. номер CAS 7664-93-9
PubChem 1118
Рег. номер EINECS 231-639-5
SMILES
Рег. номер EC 231-639-5
RTECS WS5600000
ChemSpider 1086
Безопасность
ЛД50 510 мг/кг
Токсичность
NFPA 704.svg
Hazard C.svg
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Се́рная кислота́ H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO3. Если молярное отношение SO3 : H2O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1 — раствор SO3 в серной кислоте (олеум).

Название[править | править вики-текст]

До XX века часто серную кислоту называли купоросом (как правило это был кристаллогидрат, по консистенции напоминающий масло) или купоросным маслом, очевидно отсюда происхождение названия её солей (а точнее именно кристаллогидратов) — купоросы.

Физические и физико-химические свойства[править | править вики-текст]

Очень сильная кислота, при 18оС pKa (1) = −2,8, pKa (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 % H2SO4 и 1,7 % H2О с температурой кипения 338,8оС). Серная кислота, отвечающая 100%-ному содержанию H2SO4, имеет состав (%): H2SO4 99,5, HSO4 — 0,18, H3SO4+ — 0,14, H3O+ — 0,09, H2S2O7, — 0,04, HS2O7⁻ — 0,05. Смешивается с водой и SO3, во всех соотношениях. В водных растворах серная кислота практически полностью диссоциирует на H3О+, HSO3+, и 2НSO₄. Образует гидраты H2SO4·nH2O, где n = 1, 2, 3, 4 и 6,5.

Олеум[править | править вики-текст]

Растворы серного ангидрида SO3 в серной кислоте называются олеумом, они образуют два соединения H2SO4·SO3 и H2SO4·2SO3.

Олеум содержит также пиросерные кислоты, получающиеся по реакциям:

 \mathsf{H_2SO_4 + SO_3 \rightarrow H_2S_2O_7} ;

 \mathsf{H_2SO_4 + 2SO_3 \rightarrow H_2S_3O_{10}} .

Температура кипения водных растворов серной кислоты повышается с ростом её концентрации и достигает максимума при содержании 98,3 % H2SO4.

Свойства водных растворов серной кислоты и олеума
Содержание % по массе Плотность при 20 ℃, г/см³ Температура плавления, ℃ Температура кипения, ℃
H2SO4 SO3 (свободный)
10 - 1,0661 −5,5 102,0
20 - 1,1394 −19,0 104,4
40 - 1,3028 −65,2 113,9
60 - 1,4983 −25,8 141,8
80 - 1,7272 −3,0 210,2
98 - 1,8365 0,1 332,4
100 - 1,8305 10,4 296,2
104,5 20 1,8968 −11,0 166,6
109 40 1,9611 33,3 100,6
113,5 60 2,0012 7,1 69,8
118,0 80 1,9947 16,9 55,0
122,5 100 1,9203 16,8 44,7

Температура кипения олеума с увеличением содержания SO3 понижается. При увеличении концентрации водных растворов серной кислоты общее давление пара над растворами понижается и при содержании 98,3 % H2SO4 достигает минимума. С увеличением концентрации SO3 в олеуме общее давление пара над ним повышается. Давление пара над водными растворами серной кислоты и олеума можно вычислить по уравнению:

 \lg p\ {{=}}\ \rm {A}\ {{-}}\ {B \over \it {T}}\ {{+}}\ 2{,}126{,}

величины коэффициентов А и В зависят от концентрации серной кислоты. Пар над водными растворами серной кислоты состоит из смеси паров воды, H2SO4 и SO3, при этом состав пара отличается от состава жидкости при всех концентрациях серной кислоты, кроме соответствующей азеотропной смеси.

С повышением температуры усиливается диссоциация:

 \mathsf{H_2SO_4 \longleftrightarrow H_2O + SO_3 - \it{Q}} .

Уравнение температурной зависимости константы равновесия:

 \ln {\it {K_p}} = 14{,}74965 - 6{,}71464 \ln {298 \over \it {T}} - 8{,}10161 \cdot 10^4 \it {T^2} - {\rm 9643{,}04 \over \it {T}} - \rm 9{,}4577 \cdot 10^{-3} \it {T} + \rm 2{,}19062 \cdot  10^{-6}\it {T^2}.

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:

\it {d} =\rm 1{,}8517 - 1{,}1 \cdot 10^{-3} \it {t} +\rm 2 \cdot 10^{-6} \it {t^2}.

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:

\rm\lambda = 0{,}518 + 0{,}0016 \it {t} - \rm (0{,}25 + \it {t}/\rm {1293})\cdot \it{C}/\rm 100,

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 1102 дня]. 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 = 1,67·10⁻⁵T3/2 см²/с.

Химические свойства[править | править вики-текст]

Серная кислота в концентрированном виде при нагревании — довольно сильный окислитель; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO2, серу — до SO2, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом концентрированная серная кислота восстанавливается до SO2, например[1]:

 \mathsf{Cu + 2H_2SO_4 = CuSO_4 + 2H_2O+SO_2}

Наиболее сильными восстановителями концентрированная серная кислота восстанавливается до S и H2S. Концентрированная серная кислота поглощает водяные пары, поэтому она применяется для сушки газов, жидкостей и твёрдых тел, например, в эксикаторах. Однако концентрированная H2SO4 частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Отщепляя воду от органических соединений и оставляя при этом чёрный углерод (уголь), концентрированная серная кислота приводит к обугливанию древесины, сахара и других веществ[1].

Разбавленная H2SO4 взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением, например[1]:

 \mathsf{Fe + H_2SO_4 = FeSO_4 + H_2{\uparrow}}

Окислительные свойства для разбавленной H2SO4 нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты.

 \mathsf{H_2SO_4 + NaOH = NaHSO_4 + H_2O}

 \mathsf{H_2SO_4 + 2NaOH = Na_2SO_4 + 2H_2O}

Серная кислота реагирует также с основными оксидами, образуя сульфат и воду:

 \mathsf{CuO + H_2SO_4 = CuSO_4 + H_2O}

На металлообрабатывающих заводах раствор серной кислоты применяют для удаления слоя оксида металла с поверхности металлических изделий, подвергающихся в процессе изготовления сильному нагреванию. Так, оксид железа удаляется с поверхности листового железа действием нагретого раствора серной кислоты:

 \mathsf{Fe_2O_3 + 3H_2SO_4 = Fe_2 (SO_4)_3 + 3H_2O}

Качественной реакцией на серную кислоту и её растворимые соли является их взаимодействие с растворимыми солями бария, при котором образуется белый осадок сульфата бария, нерастворимый в воде и кислотах, например[2]:

 \mathsf{H_2SO_4+BaCl_2=BaSO_4{\downarrow}+2HCl}

Применение[править | править вики-текст]

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 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:

Мировое производство серной кислоты ок. 160 млн тонн в год. Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений. На P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется в 2,2-3,4 раза больше по массе серной кислоты, а на (NH₄)₂SO₄ серной кислоты 75% от массы расходуемого (NH₄)₂SO₄. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами по производству минеральных удобрений.

Токсическое действие[править | править вики-текст]

Серная кислота и олеум — очень едкие вещества. Они поражают кожу, слизистые оболочки, дыхательные пути (вызывают химические ожоги)[3]. 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[править | править вики-текст]

Серная кислота известна с древности, встречаясь в природе в свободном виде, например, в виде озёр вблизи вулканов. 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 (FeSO4•7H2O и CuSO4•5H2O), также получил раствор серной кислоты. Этот способ усовершенствовал европейский алхимик Альберт Магнус, живший в XIII веке.

Схема получения серной кислоты из железного купороса — термическое разложение сульфата железа (II) с последующим охлаждением смеси

Молекула серной кислоты по Дальтону
  1. 2FeSO4+7H2O→Fe2O3+SO2+H2O+O2
  2. SO2+H2O+1/2O2 ⇆ H2SO4

В трудах алхимика Валентина (XIII в) описывается способ получения серной кислоты путем поглощения водой газа (серный ангидрид), выделяющегося при сжигании смеси порошков серы и селитры. Впоследствии этот способ лег в основу т. н. «камерного» способа, осуществляемого в небольших камерах, облицованных свинцом, который не растворяется в серной кислоте. В СССР такой способ просуществовал вплоть до 1955 г.

Алхимикам XV в известен был также способ получения серной кислоты 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. Впоследствии, в связи с развитием катализа этот метод вытеснил камерный способ синтеза серной кислоты. В настоящее время серную кислоту получают каталитическим окислением (на V2O5) оксида серы (IV) в оксид серы (VI), и последующим растворением оксида серы (VI) в 70 % серной кислоте с образованием олеума.

Дополнительные сведения[править | править вики-текст]

Мельчайшие капельки серной кислоты могут образовываться в средних и верхних слоях атмосферы в результате реакции водяного пара и вулканического пепла, содержащего большие количества серы. Получившаяся взвесь, из-за высокого альбедо облаков серной кислоты, затрудняет доступ солнечных лучей к поверхности планеты. Поэтому (а также в результате большого количества мельчайших частиц вулканического пепла в верхних слоях атмосферы, также затрудняющих доступ солнечному свету к планете) после особо сильных вулканических извержений могут произойти значительные изменения климата. Например, в результате извержения вулкана Ксудач (п-ов Камчатка, 1907 г.) повышенная концентрация пыли в атмосфере держалась около 2 лет, а характерные серебристые облака серной кислоты наблюдались даже в Париже[4]. Взрыв вулкана Пинатубо в 1991 году, отправивший в атмосферу 3·107 тонн серы, привёл к тому, что 1992 и 1993 года были значительно холоднее, чем 1991 и 1994 [5].

Получение серной кислоты[править | править вики-текст]

Первый способ[править | править вики-текст]

H2O+SO3=H2SO4

Второй способ[править | править вики-текст]

В тех редких случаях, когда сероводород(H2S) вытесняет сульфат(SO4-) из соли ( с металлами Cu,Ag,Pb,Hg) побочным продуктом является серная кислота

H2S+CuSO4=CuS+H2SO4.

Сульфиды данных металлов обладают высочайшей прочностью, а так же отличительным черным окрасом.

Стандарты[править | править вики-текст]

  • Кислота серная техническая ГОСТ 2184—77
  • Кислота серная аккумуляторная. Технические условия ГОСТ 667—73
  • Кислота серная особой чистоты. Технические условия ГОСТ 1422—78
  • Реактивы. Кислота серная. Технические условия ГОСТ 4204—77

Примечания[править | править вики-текст]

  1. 1 2 3 Ходаков Ю.В., Эпштейн Д.А., Глориозов П.А. § 91. Химические свойства серной кислоты // Неорганическая химия: Учебник для 7—8 классов средней школы. — 18-е изд. — М.: Просвещение, 1987. — С. 209—211. — 240 с. — 1 630 000 экз.
  2. Ходаков Ю.В., Эпштейн Д.А., Глориозов П.А. § 92. Качественная реакция на серную кислоту и её соли // Неорганическая химия: Учебник для 7—8 классов средней школы. — 18-е изд. — М.: Просвещение, 1987. — С. 212. — 240 с. — 1 630 000 экз.
  3. В лицо худруку балета Большого театра Сергею Филину плеснули серной кислотой
  4. см. статью «Вулканы и климат» (рус.)
  5. Русский архипелаг — Виновато ли человечество в глобальном изменении климата?  (рус.)

Литература[править | править вики-текст]

  • Справочник сернокислотчика, под ред. К. М. Малина, 2 изд., М., 1971

Ссылки[править | править вики-текст]