h2so4 molekulārā formula. Sērskābe - ķīmiskās īpašības un rūpnieciskā ražošana

Strukturālā formula

Patiesa, empīriska vai bruto formula: H2SO4

Sērskābes ķīmiskais sastāvs

Molekulmasa: 98,076

Sērskābe H 2 SO 4 ir spēcīga divbāziska skābe, kas atbilst sēra augstākajam oksidācijas līmenim (+6). Normālos apstākļos koncentrēta sērskābe ir smags eļļains šķidrums, bezkrāsains un bez smaržas, ar skābu "vara" garšu. Tehnoloģijā sērskābi sauc par tās maisījumiem gan ar ūdeni, gan sērskābes anhidrīdu SO 3. Ja SO 3:H 2 O molārā attiecība ir mazāka par 1, tad tas ir sērskābes ūdens šķīdums, ja vairāk par 1 - SO 3 šķīdums sērskābē (oleumā).

Vārds

XVIII-XIX gadsimtā sēru šaujampulverim ražoja no sēra pirītiem (pirīta) vitriola rūpnīcās. Sērskābi tolaik sauca par "vitriola eļļu" (parasti tas bija kristālisks hidrāts, kas pēc konsistences atgādināja eļļu), tāpēc arī tās sāļu (vai drīzāk kristālisko hidrātu) nosaukuma izcelsme - vitriols.

Sērskābes iegūšana

Rūpnieciskā (kontakta) metode

Rūpniecībā sērskābi iegūst, oksidējot sēra dioksīdu (sēra gāzi, kas rodas sēra vai pirītu sadegšanas laikā) par trioksīdu (sēra anhidrīdu), kam seko SO 3 mijiedarbība ar ūdeni. Ar šo metodi iegūto sērskābi sauc arī par kontaktu (koncentrācija 92-94%).

Slāpekļa (torņa) metode

Iepriekš sērskābi ieguva tikai ar slāpekļa metodi īpašos torņos, un skābi sauca par torņskābi (75% koncentrācija). Šīs metodes būtība ir sēra dioksīda oksidēšana ar slāpekļa dioksīdu ūdens klātbūtnē.

Vēl viens veids

Tajos retos gadījumos, kad sērūdeņradis (H 2 S) izspiež sulfātu (SO 4 -) no sāls (ar metāliem Cu, Ag, Pb, Hg), sērskābe ir blakusprodukts. Šo metālu sulfīdiem ir visaugstākā izturība, kā arī raksturīga melna krāsa.

Fizikālās un fizikāli ķīmiskās īpašības

Ļoti spēcīga skābe, 18 o C temperatūrā pK a (1) \u003d -2,8, pK a (2) \u003d 1,92 (K z 1,2 10 -2); saišu garumi molekulā S=O 0,143 nm, S-OH 0,154 nm, leņķis HOSOH 104°, OSO 119°; vārās, veidojot azeotropu maisījumu (98,3% H 2 SO 4 un 1,7% H 2 O ar viršanas temperatūru 338,8 ° C). Sērskābe, kas atbilst 100% H 2 SO 4 saturam, ir sastāvs (%): 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. Maisāms ar ūdeni un SO 3 visās proporcijās. Ūdens šķīdumos sērskābe gandrīz pilnībā sadalās H 3 O + , HSO 3 + un 2HSO 4 - . Veido hidrātus H 2 SO 4 nH 2 O, kur n = 1, 2, 3, 4 un 6,5.

Oleum

Sērskābes anhidrīda SO 3 šķīdumus sērskābē sauc par oleumu, tie veido divus savienojumus H 2 SO 4 SO 3 un H 2 SO 4 2SO 3. Oleum satur arī pirosulfurskābes. Sērskābes ūdens šķīdumu viršanas temperatūra palielinās, palielinoties tā koncentrācijai, un sasniedz maksimumu pie 98,3% H 2 SO 4 satura. Oleuma viršanas temperatūra samazinās, palielinoties SO 3 saturam. Palielinoties sērskābes ūdens šķīdumu koncentrācijai, kopējais tvaika spiediens virs šķīdumiem samazinās un ar 98,3% H 2 SO 4 saturu sasniedz minimumu. Palielinoties SO 3 koncentrācijai oleumā, kopējais tvaika spiediens virs tā palielinās. Tvaika spiedienu uz sērskābes un oleuma ūdens šķīdumiem var aprēķināt ar vienādojumu:

log p=A-B/T+2,126

koeficientu A un B vērtības ir atkarīgas no sērskābes koncentrācijas. Tvaiki virs sērskābes ūdens šķīdumiem sastāv no ūdens tvaiku, H 2 SO 4 un SO 3 maisījuma, savukārt tvaiku sastāvs atšķiras no šķidruma sastāva visās sērskābes koncentrācijās, izņemot atbilstošo azeotropo maisījumu. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās disociācija. Oleumam H 2 SO 4 · SO 3 ir maksimālā viskozitāte, palielinoties temperatūrai, η samazinās. Sērskābes elektriskā pretestība ir minimāla SO 3 un 92% H 2 SO 4 koncentrācijā un maksimālā 84 un 99,8% H 2 SO 4 koncentrācijā. Oleumam minimālais ρ ir 10% SO 3 koncentrācijā. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās sērskābes ρ. 100% sērskābes dielektriskā konstante 101 (298,15 K), 122 (281,15 K); krioskopiskā konstante 6,12, ebulioskopiskā konstante 5,33; sērskābes tvaiku difūzijas koeficients gaisā mainās atkarībā no temperatūras; D = 1,67 10⁻⁵T3/2 cm²/s.

Ķīmiskās īpašības

Sērskābe koncentrētā veidā karsējot ir diezgan spēcīgs oksidētājs. Oksidē HI un daļēji HBr līdz brīviem halogēniem. Oksidē daudzus metālus (izņēmumi: Au, Pt, Ir, Rh, Ta.). Šajā gadījumā koncentrēta sērskābe tiek reducēta līdz SO 2 . Aukstumā koncentrētā sērskābē Fe, Al, Cr, Co, Ni, Ba tiek pasivēti un reakcijas nenotiek. Ar spēcīgākajiem reducētājiem koncentrēta sērskābe tiek reducēta līdz S un H 2 S. Koncentrēta sērskābe absorbē ūdens tvaikus, tāpēc to izmanto gāzu, šķidrumu un cietu vielu žāvēšanai, piemēram, eksikatoros. Taču koncentrētu H 2 SO 4 daļēji reducē ūdeņradis, tāpēc to nevar izmantot žāvēšanai. Atdalot ūdeni no organiskajiem savienojumiem un vienlaikus atstājot melno ogli (ogles), koncentrēta sērskābe izraisa koksnes, cukura un citu vielu pārogļošanos. Atšķaidīts H 2 SO 4 mijiedarbojas ar visiem metāliem, kas atrodas elektroķīmiskajā spriegumu virknē pa kreisi no ūdeņraža, izdaloties. Oksidējošās īpašības atšķaidītam H 2 SO 4 nav raksturīgas. Sērskābe veido divas sāļu sērijas: vidējus - sulfātus un skābos - hidrosulfātus, kā arī esterus. Ir zināmas peroksomonosulfurskābes (vai Karo skābes) H 2 SO 5 un peroksodisērskābes H 2 S 2 O 8 skābes. Sērskābe reaģē arī ar bāzes oksīdiem, veidojot sulfātu un ūdeni. Metālapstrādes rūpnīcās sērskābes šķīdumu izmanto, lai noņemtu metāla oksīda slāni no metāla izstrādājumu virsmas, kas ražošanas procesā tiek pakļauti spēcīgai karsēšanai. Tātad dzelzs oksīds tiek noņemts no lokšņu dzelzs virsmas, iedarbojoties ar karsētu sērskābes šķīdumu. Kvalitatīva reakcija uz sērskābi un tās šķīstošajiem sāļiem ir to mijiedarbība ar šķīstošiem bārija sāļiem, kuros veidojas baltas bārija sulfāta nogulsnes, kas, piemēram, nešķīst ūdenī un skābēs.

Pieteikums

Sērskābi izmanto:

• rūdu apstrādē, īpaši retu elementu, tostarp urāna, irīdija, cirkonija, osmija u.c., ieguvē;
• minerālmēslu ražošanā;
• kā elektrolīts svina akumulatoros;
• iegūt dažādas minerālskābes un sāļus;
• ķīmisko šķiedru, krāsvielu, dūmus veidojošu un sprādzienbīstamu vielu ražošanā;
• naftas, metālapstrādes, tekstila, ādas un citās nozarēs;
• pārtikas rūpniecībā - reģistrēta kā pārtikas piedeva E513 (emulgators);
• rūpnieciskajā organiskajā sintēzē reakcijās:
• dehidratācija (dietilētera, esteru iegūšana);
• hidratācija (etanols no etilēna);
• sulfonēšana (sintētiskie mazgāšanas līdzekļi un starpprodukti krāsvielu ražošanā);
• alkilēšana (izooktāna, polietilēnglikola, kaprolaktāma iegūšana) utt.
• Sveķu reģenerācijai filtros destilēta ūdens ražošanā.

Pasaulē sērskābes ražošana apm. 160 miljoni tonnu gadā. Lielākais sērskābes patērētājs ir minerālmēslu ražošana. P 2 O 5 fosfātu mēslošanas līdzekļiem pēc masas patērē 2,2–3,4 reizes vairāk sērskābes, bet (NH 4) 2 SO 4 sērskābei - 75% no patērētā (NH 4) 2 SO 4 masas. Tāpēc sērskābes ražotnes mēdz būvēt kopā ar minerālmēslu ražošanas iekārtām.

Vēsturiskā informācija

Sērskābe ir zināma kopš seniem laikiem, dabā sastopama brīvā formā, piemēram, ezeru veidā pie vulkāniem. Iespējams, pirmais pieminējums par skābajām gāzēm, kas iegūtas, kalcinējot alaunu vai dzelzs sulfātu "zaļo akmeni", ir atrodams rakstos, kas piedēvēti arābu alķīmiķim Džabiram ibn Haijanam. 9. gadsimtā persiešu alķīmiķis Ar-Razi, kalcinējot dzelzs un vara sulfāta maisījumu (FeSO 4 7H 2 O un CuSO 4 5H 2 O), ieguva arī sērskābes šķīdumu. Šo metodi pilnveidoja Eiropas alķīmiķis Alberts Magnuss, kurš dzīvoja 13. gadsimtā. Shēma sērskābes iegūšanai no dzelzs sulfāta - dzelzs (II) sulfāta termiskā sadalīšanās, kam seko maisījuma atdzesēšana. Alķīmiķa Valentīna (XIII gs.) rakstos ir aprakstīta sērskābes iegūšanas metode, absorbējot gāzi (sēra anhidrīdu), kas izdalās, sadedzinot sēra un salpetra pulveru maisījumu ar ūdeni. Pēc tam šī metode veidoja pamatu tā sauktajai. "kameru" metode, ko veic mazās kamerās, kas izklātas ar svinu, kas nešķīst sērskābē. PSRS šāda metode pastāvēja līdz 1955. gadam. 15. gadsimta alķīmiķi zināja arī metodi sērskābes iegūšanai no pirīta - sēra pirītu, lētāku un izplatītāku izejvielu par sēru. Sērskābi šādā veidā ražoja 300 gadus, nelielos daudzumos stikla retortēs. Pēc tam, pateicoties katalīzes attīstībai, šī metode aizstāja kameru sērskābes sintēzes metodi. Pašlaik sērskābi iegūst, katalītiski oksidējot (uz V 2 O 5) sēra oksīdu (IV) par sēra oksīdu (VI) un pēc tam izšķīdinot sēra oksīdu (VI) 70% sērskābē, veidojot oleumu. Krievijā sērskābes ražošana pirmo reizi tika organizēta 1805. gadā netālu no Maskavas Zveņigorodas rajonā. 1913. gadā Krievija sērskābes ražošanā ieņēma 13. vietu pasaulē.

Papildus informācija

Mazākie sērskābes pilieni var veidoties vidējā un augšējā atmosfērā ūdens tvaiku un lielu sēra daudzumu saturošu vulkānisko pelnu reakcijas rezultātā. Iegūtā suspensija sērskābes mākoņu augstā albedo dēļ apgrūtina saules gaismas nokļūšanu uz planētas virsmas. Tāpēc (un arī liela skaita sīku vulkānisko pelnu daļiņu dēļ augšējos atmosfēras slāņos, kas arī apgrūtina saules gaismas nokļūšanu uz planētas) pēc īpaši spēcīgiem vulkāna izvirdumiem var notikt būtiskas klimata izmaiņas. Piemēram, Ksudačas vulkāna (Kamčatkas pussala, 1907) izvirduma rezultātā paaugstināta putekļu koncentrācija atmosfērā saglabājās aptuveni 2 gadus, un raksturīgi sudrabaini sērskābes mākoņi tika novēroti pat Parīzē. Pinatubo vulkāna sprādziens 1991. gadā, kas atmosfērā nosūtīja 3 10 7 tonnas sēra, noveda pie tā, ka 1992. un 1993. gads bija daudz aukstāks nekā 1991. un 1994. gads.

Standarti

• Sērskābes tehniskais GOST 2184-77
• Sērskābes akumulators. Specifikācijas GOST 667-73
• Īpašas tīrības sērskābe. Specifikācijas GOST 1422-78
• Reaģenti. Sērskābe. Specifikācijas GOST 4204-77

Sērskābes fizikālās īpašības:
Smags eļļains šķidrums ("vitriols");
blīvums 1,84 g/cm3; negaistošs, labi šķīst ūdenī - ar spēcīgu karsēšanu; t°pl. = 10,3°C, bp \u003d 296 ° C, ļoti higroskopisks, piemīt ūdeni attīrošas īpašības (papīra, koka, cukura pārogļošanās).

Hidratācijas siltums ir tik liels, ka maisījums var uzvārīties, izšļakstīties un izraisīt apdegumus. Tāpēc ūdenim ir jāpievieno skābe, nevis otrādi, jo, pievienojot ūdenim skābei, uz skābes virsmas atradīsies vieglāks ūdens, kur koncentrēsies viss izdalītais siltums.

Sērskābes rūpnieciskā ražošana (kontakta metode):

1) 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

2) 2SO 2 + O 2 V 2 O 5 → 2SO 3

3) nSO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 4 nSO 3 (oleums)

Sasmalcinātu attīrītu mitro pirītu (sēra pirītu) no augšas ielej krāsnī apdedzināšanai. verdošā gulta". No apakšas (pretplūsmas princips) cauri tiek izvadīts ar skābekli bagātināts gaiss.
No kurtuves izplūst kurtuves gāze, kuras sastāvs ir: SO 2, O 2, ūdens tvaiki (pirīts bija slapjš) un mazākās plēnes daļiņas (dzelzs oksīds). Gāze tiek attīrīta no cieto daļiņu piemaisījumiem (ciklonā un elektrostatiskajā nogulsnētājā) un ūdens tvaikiem (žāvēšanas tornī).
Kontakta aparātā sēra dioksīds tiek oksidēts, izmantojot V 2 O 5 katalizatoru (vanādija pentoksīdu), lai palielinātu reakcijas ātrumu. Viena oksīda oksidēšanās process par otru ir atgriezenisks. Tāpēc tiek izvēlēti optimālie apstākļi tiešās reakcijas norisei - paaugstināts spiediens (jo tiešā reakcija notiek ar kopējā tilpuma samazināšanos) un temperatūra, kas nav augstāka par 500 C (jo reakcija ir eksotermiska).

Absorbcijas tornī sēra oksīdu (VI) absorbē koncentrēta sērskābe.
Ūdens absorbcija netiek izmantota, jo sēra oksīds izšķīst ūdenī, izdalot lielu siltuma daudzumu, tāpēc iegūtā sērskābe uzvārās un pārvēršas tvaikā. Lai izvairītos no sērskābes miglas veidošanās, izmantojiet 98% koncentrētu sērskābi. Sēra oksīds ļoti labi šķīst šādā skābē, veidojot oleumu: H 2 SO 4 nSO 3

Sērskābes ķīmiskās īpašības:

H 2 SO 4 ir spēcīga divvērtīgā skābe, viena no spēcīgākajām minerālskābēm, jo ​​augstās polaritātes dēļ H-O saite ir viegli pārraujama.

1) Sērskābe disocē ūdens šķīdumā , veidojot ūdeņraža jonu un skābes atlikumu:
H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -;
HSO 4 - \u003d H + + SO 4 2-.
Kopsavilkuma vienādojums:
H 2 SO 4 \u003d 2H + + SO 4 2-.

2) Sērskābes mijiedarbība ar metāliem:
Atšķaidīta sērskābe izšķīdina tikai metālus sprieguma virknē pa kreisi no ūdeņraža:
Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (razb) → Zn + 2 SO 4 + H 2

3) Sērskābes mijiedarbībaar pamata oksīdiem:
CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

4) Sērskābes mijiedarbība arhidroksīdi:
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

5) Apmaiņas reakcijas ar sāļiem:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Sērskābes un šķīstošo sulfātu noteikšanai izmanto baltu BaSO 4 (skābēs nešķīstošu) nogulšņu veidošanos (sulfāta jonu kvalitatīva reakcija).

Koncentrēta H 2 SO 4 īpašās īpašības:

1) koncentrēts sērskābe ir spēcīgs oksidētājs ; mijiedarbojoties ar metāliem (izņemot Au, Pt) atkarībā no metāla aktivitātes atjaunojas līdz S +4 O 2, S 0 vai H 2 S -2. Bez sildīšanas tas nereaģē ar Fe, Al, Cr - pasivēšana. Mijiedarbojoties ar metāliem ar mainīgu valenci, pēdējie tiek oksidēti līdz augstākiem oksidācijas stāvokļiem nekā atšķaidīta skābes šķīduma gadījumā: Fe0→ Fe 3+ , Cr 0→ Cr 3+ , Mn 0→Mn4+,sn 0→ sn 4+

aktīvs metāls

8 Al + 15 H 2 SO 4 (konc.) → 4Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3 H2S
4│2Al 0–6 e- → 2Al 3+ - oksidēšana
3│ S 6+ + 8e → S 2– atgūšana

4Mg+5H2SO4 →4MgSO4+H2S+4H2O

Vidējas aktivitātes metāls

2Cr + 4 H 2 SO 4 (konc.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 - 6e → 2Cr 3+ - oksidēšana
1│ S 6+ + 6e → S 0 - restaurācija

Metāls neaktīvs

2Bi + 6H 2 SO 4 (konc.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3 SO2
1│ 2Bi 0 - 6e → 2Bi 3+ - oksidēšana
3│ S 6+ + 2e →S 4+ - atgūšana

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

2) Koncentrēta sērskābe oksidē dažus nemetālus, kā likums, līdz maksimālajam oksidācijas stāvoklim, tā pati tiek reducēta līdzS+4O2:

C + 2H 2 SO 4 (konc.) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

S+ 2H 2 SO 4 (konc.) → 3SO 2 + 2H 2 O

2P+ 5H2SO4 (konc.) → 5SO2 + 2H3PO4 + 2H2O

3) Sarežģītu vielu oksidēšana:
Sērskābe oksidē HI un HBr par brīviem halogēniem:
2 KBr + 2H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2H 2 O
2 KI + 2H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + SO 2 + I 2 + 2H 2 O
Koncentrēta sērskābe nevar oksidēt hlorīda jonus par brīvu hloru, kas ļauj iegūt HCl apmaiņas reakcijā:
NaCl + H 2 SO 4 (konc.) = NaHSO 4 + HCl

Sērskābe atdala ķīmiski saistītu ūdeni no organiskiem savienojumiem, kas satur hidroksilgrupas. Etilspirta dehidratācija koncentrētas sērskābes klātbūtnē izraisa etilēna ražošanu:
C 2 H 5 OH \u003d C 2 H 4 + H 2 O.

Cukura, celulozes, cietes un citu ogļhidrātu pārogļošanās saskarē ar sērskābi ir izskaidrojama arī ar to dehidratāciju:
C6H12O6 + 12H2SO4 \u003d 18H2O + 12SO2 + 6CO2.

Mērķis: Iepazīties ar sērskābes uzbūvi, fizikālajām un ķīmiskajām īpašībām, pielietojumu.

Izglītības uzdevumi: Apsveriet sērskābes fizikālās un ķīmiskās īpašības (kopīgās ar citām skābēm un specifiskās), iegūstot, parādot sērskābes un tās sāļu lielo nozīmi tautsaimniecībā.

Izglītības uzdevumi: Turpināt dialektiski materiālistiskas dabas izpratnes veidošanos skolēnu vidū.

Attīstības uzdevumi: Vispārizglītojošo prasmju un iemaņu attīstīšana, darbs ar mācību grāmatu un papildliteratūru, noteikumi darbam uz galda, prasme sistematizēt un vispārināt, noteikt cēloņu un seku attiecības, pārliecinoši un kompetenti izteikt savas domas, izdarīt secinājumus, zīmēt diagrammas. , skice.

Nodarbību laikā

1. Pagātnes atkārtošana.

Frontālā klases aptauja. Salīdziniet kristāliskā un plastiskā sēra īpašības. Izskaidrojiet allotropijas būtību.

2. Jauna materiāla apgūšana.

Uzmanīgi noklausoties pasaku, nodarbības beigās paskaidrosim, kāpēc sērskābe dīvaini izturējās ar ūdeni, koku un zelta gredzenu.

Izklausās pēc audio ieraksta.

Sērskābes piedzīvojumi.

Vienā ķīmiskajā valstībā dzīvoja burve, viņas vārds bija sērskābe. Neizskatījās tik slikti, tas bija bezkrāsains šķidrums, viskozs kā eļļa, bez smaržas. Sērskābe Es gribēju būt slavens, tāpēc devos ceļojumā.

Viņa jau bija staigājusi 5 stundas, un tā kā diena bija pārāk karsta, viņa bija ļoti izslāpusi. Un pēkšņi viņa ieraudzīja aku. "Ūdens!" skābe iesaucās un, pieskrējusi pie akas, pieskārās ūdenim. Ūdens šausmīgi šņukstēja. Kliedzot, izbiedētā burve metās prom. Protams, jaunā skābe to nezināja, kad sajauca sērskābeūdens izdala lielu daudzumu siltuma.

"Ja ūdens nonāk saskarē ar sērskābe, tad ūdens, nepaspējot sajaukties ar skābi, var uzvārīties un izmest šļakatas sērskābe. Šis ieraksts parādījās jaunā ceļotāja dienasgrāmatā un pēc tam iekļuva mācību grāmatās.

Tā kā skābe viņu slāpes neremdēja, tad, izpleties koks, nolēma apgulties un atpūsties ēnā. Bet arī viņai tas neizdevās. Tiklīdz Sērskābe pieskārās kokam, tas sāka pārogļot. Nezinot iemeslu, izbiedētā skābe aizbēga.

Drīz viņa ieradās pilsētā un nolēma doties uz pirmo veikalu, kas viņai nāca pretī. Tās izrādījās rotaslietas. Tuvojoties skatlogiem, skābe ieraudzīja daudz skaistu gredzenu. Sērskābe Nolēmu pamēģināt vienu gredzenu. Lūdzot pārdevējai zelta gredzenu, ceļiniece uzvilka to savā garajā skaistajā pirkstā. Gredzens burvei ļoti iepatikās un viņa nolēma to iegādāties. Ar to viņa varēja palepoties saviem draugiem!

Izbraucot no pilsētas, skābe devās mājās. Pa ceļam viņu nepameta doma, kāpēc ūdens un koks tik dīvaini uzvedās, kad viņu pieskārās, bet ar šo zelta lietu nekas nenotika? "Jā, jo zelts ir iekšā sērskābe neoksidējas. Tie bija pēdējie vārdi, ko skābe ierakstīja viņa dienasgrāmatā.

Skolotājas skaidrojums.

Sērskābes elektroniskās un strukturālās formulas.

Tā kā sērs atrodas periodiskās sistēmas 3. periodā, okteta noteikums (astoņu elektronu struktūra) netiek ievērots un sēra atoms var iegūt līdz pat divpadsmit elektroniem. Sērskābes elektroniskās un strukturālās formulas ir šādas:

(Seši sēra elektroni ir atzīmēti ar zvaigznīti)

Kvīts.

Sērskābe veidojas sēra oksīdam (5) mijiedarbojoties ar ūdeni (SO 3 + H 2 O -> H 2 SO 4).

fizikālās īpašības.

Sērskābe ir bezkrāsains, smags, negaistošs šķidrums. Izšķīdinot ūdenī, notiek ļoti spēcīga karsēšana. atcerieties, ka nelejiet ūdeni koncentrētā sērskābē!

Koncentrēta sērskābe absorbē ūdens tvaikus no gaisa. To var redzēt, ja atvērts trauks ar koncentrētu sērskābi ir līdzsvarots uz skalas: pēc kāda laika krūze ar trauku nogrims.

Ķīmiskās īpašības.

Atšķaidītai sērskābei piemīt īpašības, kas raksturīgas visām skābēm. Turklāt sērskābei ir specifiskas īpašības.

Sērskābes ķīmiskās īpašības Pielikums .

Skolotāja demonstrē izklaidējošu pieredzi.

Īsa drošības instruktāža.

Eskimoss (ogles no cukura)

Aprīkojums	Pieredzes plāns	Izvade
Pūdercukurs. koncentrēta sērskābe. Divas ķīmiskās glāzes pa 100-150 ml. Stikla stienis. Svari.	Vārglāzē ielej 30 g pūdercukura. Izmantojiet vārglāzi, lai izmērītu 12 ml koncentrētas sērskābes. Cukuru un skābi glāzē ar stikla stienīti samaisa putrainā masā (izņem stikla stienīti un ieliek glāzē ūdens). Pēc kāda laika maisījums kļūst tumšāks, sasilst, un drīz no stikla sāk rāpot poraina ogļu masa - popsi	Cukura karbonizācija ar sērskābi (koncentrētu) ir izskaidrojama ar šīs skābes oksidējošām īpašībām. Reducējošais līdzeklis ir ogleklis. Process ir eksotermisks. 2H 2 SO 4 + C 12 O 11 + H22 -> 11 C + 2SO 2 + 13 H 2 O + CO 2

Studenti piezīmju grāmatiņā aizpilda tabulu ar izklaidējošu pieredzi.

Skolēnu argumentācija par to, kāpēc sērskābe tik dīvaini izturējās pret ūdeni, koku un zeltu.

Pieteikums.

Pateicoties savām īpašībām (spēja absorbēt ūdeni, oksidējošās īpašības, nepastāvība), sērskābi plaši izmanto tautsaimniecībā. Tas pieder pie galvenajiem ķīmiskās rūpniecības produktiem.

1. krāsvielu saņemšana;
2. minerālmēslu iegūšana;
3. naftas produktu tīrīšana;
4. vara elektrolītiskā ražošana;
5. elektrolīts akumulatoros;
6. sprāgstvielu saņemšana;
7. krāsvielu saņemšana;
8. mākslīgā zīda iegūšana;
9. glikozes saņemšana;
10. sāļu iegūšana;
11. skābju iegūšana.

Piemēram, sērskābes sāļus plaši izmanto

Na2SO4*10H2O– nātrija sulfāta kristāliskais hidrāts (Glaubera sāls)- izmanto sodas, stikla ražošanā, medicīnā un veterinārijā.

CaSO4*2H2O- hidratēts kalcija sulfāts (dabiskais ģipsis)- izmanto pusūdens ģipša iegūšanai, kas nepieciešams celtniecībā, un medicīnā - ģipša pārsēju uzlikšanai.

CuSO4*5H2O– hidratēts vara sulfāts (2) (vara sulfāts)- izmanto cīņā pret kaitēkļiem un augu slimībām.

Studentu darbs ar mācību grāmatas ārpustekstuālo komponentu.

Tas ir interesanti

... Kara-Bogaz-Gol līcī ūdens satur 30% Glaubera sāls +5 ° C temperatūrā, šis sāls izgulsnējas baltu nogulšņu veidā, piemēram, sniegs, un, iestājoties siltam laikam, sāls atkal izšķīst. Tā kā šajā līcī parādās un pazūd Glaubera sāls, tas tika nosaukts mirabilite, kas nozīmē "brīnišķīgā sāls".

3. Jautājumi mācību materiāla nostiprināšanai, uzrakstīti uz tāfeles.

1. Ziemā starp logu rāmjiem dažreiz tiek novietots trauks ar koncentrētu sērskābi. Kāds ir mērķis to darīt, kāpēc trauku nevar piepildīt ar skābi līdz augšai?
2. Kāpēc sērskābi sauc par ķīmijas "maizi"?

Mājas darbs un instrukcijas tā izpildei.

Ja nepieciešams, ierakstiet vienādojumus jonu formā.

Secinājums par stundu, atzīmju likšana un komentēšana.

Atsauces.

1. Rudzītis G.E.Feldmanis F.G., Ķīmija: Mācību grāmata vakara (maiņu) vidusskolas 7.-11.klasei 2h.1.-3.daļas izdevums - M .: Izglītība, 1987.g.
2. Ķīmija 6.skolā 1991.g.
3. Stremplers Genrihs Ivanovičs, Ķīmija brīvajā laikā: grāmata. studentiem trešdienās. un vecs. vecums /Zīm. ed. piedaloties V.N. Rastopchiny.- F .: Ch. ed. KSE, 1990. gads.

Tam ir vēsturisks nosaukums: vitriola eļļa. Skābes izpēte aizsākās senatnē, to savos rakstos aprakstīja grieķu ārsts Dioskorids, romiešu dabaszinātnieks Plīnijs Vecākais, islāma alķīmiķi Gebers, Razi un Ibn Sina un citi. Šumeros bija vitriola saraksts, kas tika klasificēts pēc vielas krāsas. Mūsdienās vārds "vitriols" apvieno divvērtīgo metālu sulfātu kristāliskos hidrātus.

17. gadsimtā vācu-nīderlandiešu ķīmiķis Johans Glaubers ieguva sērskābi, dedzinot sēru ar (KNO3) klātbūtnē.1736. gadā Džošua Vords (farmaceits no Londonas) izmantoja šo metodi ražošanā. Šo laiku var uzskatīt par sākuma punktu, kad sērskābi sāka ražot masveidā. Tā formulu (H2SO4), kā parasti uzskata, nedaudz vēlāk izveidoja zviedru ķīmiķis Berzēliuss (1779-1848).

Bērzeliuss, izmantojot burtu simbolus (kas apzīmē ķīmiskos elementus) un apakšindeksus (norāda noteiktā tipa atomu skaitu molekulā), atklāja, ka viena molekula satur 1 sēra atomu (S), 2 ūdeņraža atomus (H) un 4 skābekļa atomus ( O). Kopš tā laika ir kļuvis zināms molekulas kvalitatīvais un kvantitatīvais sastāvs, tas ir, sērskābe ir aprakstīta ķīmijas valodā.

Grafiskā veidā attēlojot atomu savstarpējo izvietojumu molekulā un ķīmiskās saites starp tām (tās parasti apzīmē ar līnijām), informē, ka molekulas centrā atrodas sēra atoms, kuru savieno dubultsaites ar diviem skābekli. atomi. Ar pārējiem diviem skābekļa atomiem, kuriem katram ir pievienots ūdeņraža atoms, tas pats sēra atoms ir savienots ar vienotām saitēm.

Īpašības

Sērskābe ir viegli dzeltenīgs vai bezkrāsains, viskozs šķidrums, šķīst ūdenī jebkurā koncentrācijā. Tas ir spēcīgs minerāls un ir ļoti agresīvs pret metāliem (koncentrēts nesadarbojas ar dzelzi bez karsēšanas, bet to pasivē), akmeņiem, dzīvnieku audiem vai citiem materiāliem. To raksturo augsta higroskopiskums un izteiktas spēcīga oksidētāja īpašības. 10,4 °C temperatūrā skābe sacietē. Karsējot līdz 300 °C, gandrīz 99% skābes zaudē sērskābes anhidrīdu (SO3).

Tās īpašības mainās atkarībā no tā ūdens šķīduma koncentrācijas. Skābju šķīdumiem ir vispārpieņemti nosaukumi. Atšķaidītu skābi uzskata par līdz 10%. Akumulators - no 29 līdz 32%. Ja koncentrācija ir mazāka par 75% (kā noteikts GOST 2184), to sauc par torni. Ja koncentrācija ir 98%, tad tā jau būs koncentrēta sērskābe. Formula (ķīmiskā vai strukturālā) visos gadījumos paliek nemainīga.

Koncentrētu sērskābes anhidrīdu izšķīdinot sērskābē, veidojas oleums vai kūpoša sērskābe, tā formulu var uzrakstīt šādi: H2S2O7. Tīra skābe (H2S2O7) ir cieta viela ar kušanas temperatūru 36°C. Sērskābes hidratācijas reakcijas raksturo siltuma izdalīšanās lielos daudzumos.

Atšķaidīta skābe reaģē ar metāliem, reaģējot ar tiem, tai piemīt spēcīga oksidētāja īpašības. Šajā gadījumā sērskābe tiek reducēta, izveidoto vielu formula, kas satur reducētu (līdz +4, 0 vai -2) sēra atomu, var būt: SO2, S vai H2S.

Reaģē ar nemetāliem, piemēram, oglekli vai sēru:

2 H2SO4 + C → 2 SO2 + CO2 + 2 H2O

2 H2SO4 + S → 3 SO2 + 2 H2O

Reaģē ar nātrija hlorīdu:

H2SO4 + NaCl → NaHSO4 + HCl

To raksturo ūdeņraža atoma, kas pievienots aromātiskā savienojuma benzola gredzenam, elektrofilās aizvietošanas reakcija ar -SO3H grupu.

Kvīts

1831. gadā tika patentēta kontakta metode H2SO4 iegūšanai, kas šobrīd ir galvenā. Mūsdienās lielākā daļa sērskābes tiek ražota, izmantojot šo metodi. Izmantotā izejviela ir sulfīda rūda (biežāk dzelzs pirīts FeS2), ko apdedzina speciālās krāsnīs, un veidojas grauzdēšanas gāze. Tā kā gāzes temperatūra ir 900 ° C, to atdzesē ar sērskābi ar koncentrāciju 70%. Pēc tam gāze tiek attīrīta no putekļiem ciklonā un elektrostatiskajā nogulsnētājā, mazgāšanas torņos ar skābi ar koncentrāciju 40 un 10% katalītiskās indes (As2O5 un fluors), bet mitros elektrostatiskajos nogulsnēs no skābes aerosola. Pēc tam apdedzināšanas gāzi, kas satur 9% sēra dioksīda (SO2), žāvē un ievada kontaktaparātā. Pēc izlaišanas cauri 3 vanādija katalizatora slāņiem SO2 tiek oksidēts līdz SO3. Lai izšķīdinātu izveidoto sērskābes anhidrīdu, izmanto koncentrētu sērskābi. Formula sērskābes anhidrīda (SO3) šķīdumam bezūdens sērskābē ir H2S2O7. Tādā veidā oleums tērauda tvertnēs tiek transportēts patērētājam, kur tas tiek atšķaidīts līdz vēlamajai koncentrācijai.

Pieteikums

Pateicoties dažādām ķīmiskajām īpašībām, H2SO4 ir plašs pielietojums. Pašas skābes ražošanā kā elektrolīts svina-skābes akumulatoros, dažādu tīrīšanas līdzekļu ražošanai, tā ir arī svarīgs reaģents ķīmiskajā rūpniecībā. To izmanto arī spirtu, plastmasas, krāsvielu, gumijas, ētera, līmvielu, ziepju un mazgāšanas līdzekļu, farmaceitisko līdzekļu, celulozes un papīra, naftas produktu ražošanā.

Jebkura skābe ir sarežģīta viela, kuras molekula satur vienu vai vairākus ūdeņraža atomus un skābes atlikumu.

Sērskābes formula ir H2SO4. Tāpēc sērskābes molekulas sastāvā ir divi ūdeņraža atomi un skābes atlikums SO4.

Sērskābe veidojas, sēra oksīdam reaģējot ar ūdeni

SO3+H2O -> H2SO4

Tīra 100% sērskābe (monohidrāts) ir smags šķidrums, viskozs kā eļļa, bezkrāsains un bez smaržas, ar skābu "vara" garšu. Jau +10 ° C temperatūrā tas sacietē un pārvēršas kristāliskā masā.

Koncentrēta sērskābe satur aptuveni 95% H2SO4. Un tas sasalst temperatūrā, kas zemāka par -20 ° C.

Mijiedarbība ar ūdeni

Sērskābe labi šķīst ūdenī, sajaucoties ar to jebkurā proporcijā. Tas izdala lielu daudzumu siltuma.

Sērskābe spēj absorbēt ūdens tvaikus no gaisa. Šo īpašumu izmanto rūpniecībā gāzu žāvēšanai. Gāzes žāvē, izlaižot tās caur īpašiem traukiem ar sērskābi. Protams, šo metodi var izmantot tikai tām gāzēm, kuras ar to nereaģē.

Ir zināms, ka sērskābei nonākot saskarē ar daudzām organiskām vielām, īpaši ogļhidrātiem, šīs vielas pārogļojas. Fakts ir tāds, ka ogļhidrāti, tāpat kā ūdens, satur gan ūdeņradi, gan skābekli. Sērskābe viņiem atņem šos elementus. Kas paliek, ir ogles.

H2SO4 ūdens šķīdumā indikatori lakmuss un metiloranžs kļūst sarkani, kas norāda, ka šim šķīdumam ir skāba garša.

Mijiedarbība ar metāliem

Tāpat kā jebkura cita skābe, sērskābe savā molekulā spēj aizstāt ūdeņraža atomus ar metāla atomiem. Tas mijiedarbojas ar gandrīz visiem metāliem.

atšķaidīta sērskābe reaģē ar metāliem kā parasta skābe. Reakcijas rezultātā veidojas sāls ar skābu atlikumu SO4 un ūdeņradi.

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

BET koncentrēta sērskābe ir ļoti spēcīgs oksidētājs. Tas oksidē visus metālus neatkarīgi no to atrašanās vietas sprieguma virknē. Un, reaģējot ar metāliem, tas pats tiek reducēts līdz SO2. Ūdeņradis netiek atbrīvots.

Сu + 2 H2SO4 (konc.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 2 H2SO4 (konc.) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Bet zelts, dzelzs, alumīnijs, platīna grupas metāli sērskābē neoksidējas. Tāpēc sērskābi transportē tērauda cisternās.

Sērskābes sāļus, kas iegūti šādu reakciju rezultātā, sauc par sulfātiem. Tie ir bezkrāsaini un viegli kristalizējas. Daži no tiem labi šķīst ūdenī. Tikai CaSO4 un PbSO4 ir slikti šķīstoši. BaSO4 gandrīz nešķīst ūdenī.

Mijiedarbība ar bāzēm

Skābes reakciju ar bāzi sauc par neitralizācijas reakciju. Sērskābes neitralizācijas reakcijas rezultātā veidojas sāls, kas satur skābes atlikumu SO4 un ūdeni H2O.

Sērskābes neitralizācijas reakciju piemēri:

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

H2SO4 + CaOH = CaSO4 + 2 H2O

Sērskābe nonāk neitralizācijas reakcijā gan ar šķīstošām, gan nešķīstošām bāzēm.

Tā kā sērskābes molekulā ir divi ūdeņraža atomi un tās neitralizācijai ir nepieciešamas divas bāzes, tā pieder pie divbāziskām skābēm.

Mijiedarbība ar pamata oksīdiem

No skolas ķīmijas kursa mēs zinām, ka oksīdus sauc par kompleksām vielām, kas ietver divus ķīmiskos elementus, no kuriem viens ir skābeklis oksidācijas stāvoklī -2. Pamatoksīdus sauc par 1, 2 un dažu 3 valences metālu oksīdiem. Bāzes oksīdu piemēri: Li2O, Na2O, CuO, Ag2O, MgO, CaO, FeO, NiO.

Ar bāzes oksīdiem sērskābe nonāk neitralizācijas reakcijā. Šādas reakcijas rezultātā, tāpat kā reakcijā ar bāzēm, veidojas sāls un ūdens. Sāls satur skābes atlikumu SO4.

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Sāls mijiedarbība

Sērskābe reaģē ar vājāku vai gaistošo skābju sāļiem, izspiežot šīs skābes no tiem. Šīs reakcijas rezultātā veidojas sāls ar skābu atlikumu SO4 un skābi

H2SO4+BaCl2=BaSO4+2HCl

Sērskābes un tās savienojumu izmantošana

Bārija putra BaSO4 spēj aizkavēt rentgena starus. Piepildot to ar cilvēka ķermeņa dobajiem orgāniem, radiologi tos pārbauda.

Medicīnā un celtniecībā plaši tiek izmantots dabīgais ģipsis CaSO4 * 2H2O, kalcija sulfāta hidrāts. Glaubera sāli Na2SO4 * 10H2O izmanto medicīnā un veterinārmedicīnā, ķīmiskajā rūpniecībā - sodas un stikla ražošanai. Vara sulfāts CuSO4 * 5H2O ir zināms dārzniekiem un agronomiem, kuri to izmanto kaitēkļu un augu slimību apkarošanai.

Sērskābi plaši izmanto dažādās nozarēs: ķīmiskajā, metālapstrādes, naftas, tekstila, ādas un citās nozarēs.