Žveplov dioksid je brezbarven plin z ostrim vonjem. Molekula ima oglato obliko.
- Tališče - -75,46 ° С,
- Vrelišče - -10,6 ° С,
- Gostota plina - 2,92655 g / l.
Zlahka se utekočini v brezbarvno, gibljivo tekočino pri temperaturi 25 ° C in tlaku približno 0,5 MPa.
Za tekočo obliko je gostota 1,4619 g / cm 3 (pri - 10 ° C).
Trden žveplov dioksid - brezbarvni kristali, rombična singonija.
Žveplov dioksid opazno disociira šele pri približno 2800 °C.
Disociacija tekočega žveplovega dioksida poteka po shemi:
2SO 2 ↔ SO 2+ + SO 3 2-
3D model molekule
Topnost žveplovega dioksida v vodi je odvisna od temperature:
- pri 0 °C se 22,8 g žveplovega dioksida raztopi v 100 g vode,
- pri 20 ° C - 11,5 g,
- pri 90 ° C - 2,1 g.
Vodna raztopina žveplovega dioksida je žveplova kislina H2SO3.
Žveplov dioksid je topen v etanolu, H 2 SO 4, oleumu, CH 3 COOH. Tekoči žveplov dioksid se zmeša v poljubnem razmerju s SO 3. CHCl 3 , CS 2 , dietileter.
Tekoči žveplov dioksid raztaplja kloride. Kovinski jodidi in tiocianati se ne topijo.
Soli, raztopljene v tekočem žveplovem dioksidu, disociirajo.
Žveplov dioksid se lahko reducira v žveplo in oksidira v šestvalentne žveplove spojine.
Žveplov dioksid je strupen. V koncentraciji 0,03-0,05 mg/l draži sluznico, dihala in oči.
Glavna industrijska metoda za proizvodnjo žveplovega dioksida je iz žveplovega pirita FeS 2 z žganjem in nadaljnjo obdelavo s šibko hladno H 2 SO 4.
Poleg tega je žveplov dioksid mogoče pridobiti s sežiganjem žvepla, pa tudi kot stranski produkt praženja bakrovih in cinkovih sulfidnih rud.
Sulfidno žveplo je rastlinam dostopno šele po prehodu v sulfatno obliko. Večina žvepla je v tleh prisotna kot del organskih spojin, ki jih rastline ne absorbirajo. Šele po mineralizaciji organskih snovi in prehodu žvepla v sulfatno obliko postane organsko žveplo dostopno rastlinam.
Kemična industrija ne proizvaja gnojil z žveplovim dioksidom kot glavno učinkovino. Vendar pa ga najdemo kot nečistočo v številnih gnojilih. Sem spadajo fosfogips, preprost superfosfat, amonijev sulfat, kalijev sulfat, kalijev magnezijev oksid, sadra, pepel iz oljnega skrilavca, gnoj, šota in mnogi drugi.
Absorpcija žveplovega dioksida v rastlinah
Žveplo pride v rastline skozi korenine v obliki SO 4 2- in listi v obliki žveplovega dioksida. Hkrati absorpcija žvepla iz ozračja zagotavlja do 80% potreb rastline po tem elementu. V zvezi s tem so v bližini industrijskih središč, kjer je ozračje bogato z žveplovim dioksidom, rastline dobro preskrbljene z žveplom. V oddaljenih območjih je količina žveplovega dioksida v padavinah in ozračju močno zmanjšana, prehrana rastlin z žveplom pa je odvisna od njegove prisotnosti v tleh.
Žveplov oksid (žveplov dioksid, žveplov dioksid, žveplov dioksid) je brezbarven plin, ki ima v normalnih pogojih oster značilen vonj (podoben vonju prižgane vžigalice). Pod tlakom se pri sobni temperaturi utekočini. Žveplov dioksid je topen v vodi in tvori nestabilno žveplovo kislino. Tudi ta snov je topna v žveplovi kislini in etanolu. To je ena glavnih sestavin, ki sestavljajo vulkanske pline.
Žveplov dioksid
Pridobivanje SO2 - žveplovega dioksida - industrijsko sestoji iz sežiganja žvepla ali praženja sulfidov (uporablja se predvsem pirit).
4FeS2 (pirit) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (žveplov dioksid).
V laboratoriju lahko žveplov dioksid dobimo z delovanjem močnih kislin na hidrosulfite in sulfite. V tem primeru nastala žveplova kislina takoj razpade na vodo in žveplov dioksid. Na primer:
Na2SO3 + H2SO4 (žveplova kislina) = Na2SO4 + H2SO3 (žveplova kislina).
H2SO3 (žveplova kislina) = H2O (voda) + SO2 (žveplov plin).
Tretji način pridobivanja žveplovega dioksida je učinek koncentrirane žveplove kisline pri segrevanju na nizko aktivne kovine. Na primer: Cu (baker) + 2H2SO4 (žveplova kislina) = CuSO4 (bakrov sulfat) + SO2 (žveplov dioksid) + 2H2O (voda).
Kemijske lastnosti žveplovega dioksida
Formula za žveplov dioksid je SO3. Ta snov spada med kisle okside.
1. Žveplov dioksid se raztopi v vodi in tvori žveplovo kislino. V normalnih pogojih je ta reakcija reverzibilna.
SO2 (žveplov dioksid) + H2O (voda) = H2SO3 (žveplova kislina).
2. Z alkalijami žveplov dioksid tvori sulfite. Na primer: 2NaOH (natrijev hidroksid) + SO2 (žveplov dioksid) = Na2SO3 (natrijev sulfit) + H2O (voda).
3. Kemična aktivnost žveplovega dioksida je precej visoka. Najbolj izrazite redukcijske lastnosti žveplovega dioksida. Pri takih reakcijah se oksidacijsko stanje žvepla poveča. Na primer: 1) SO2 (žveplov dioksid) + Br2 (brom) + 2H2O (voda) = H2SO4 (žveplova kislina) + 2HBr (vodikov bromid); 2) 2SO2 (žveplov dioksid) + O2 (kisik) = 2SO3 (sulfit); 3) 5SO2 (žveplov dioksid) + 2KMnO4 (kalijev permanganat) + 2H2O (voda) = 2H2SO4 (žveplova kislina) + 2MnSO4 (manganov sulfat) + K2SO4 (kalijev sulfat).
Zadnja reakcija je primer kvalitativne reakcije na SO2 in SO3. Pojavi se vijolično obarvanje).
4. V prisotnosti močnih reducentov lahko žveplov dioksid pokaže oksidativne lastnosti. Na primer, za pridobivanje žvepla iz odpadnih plinov v metalurški industriji se uporablja redukcija žveplovega dioksida z ogljikovim monoksidom (CO): SO2 (žveplov dioksid) + 2CO (ogljikov monoksid) = 2CO2 + S (žveplo).
Tudi oksidacijske lastnosti te snovi se uporabljajo za pridobivanje fosforne kisline: PH3 (fosfin) + SO2 (žveplov plin) = H3PO2 (fosforna kislina) + S (žveplo).
Kje se uporablja žveplov dioksid?
Žveplov dioksid se uporablja predvsem za proizvodnjo žveplove kisline. Uporablja se tudi pri proizvodnji nizkoalkoholnih pijač (vino in druge pijače srednje cenovne kategorije). Zaradi lastnosti tega plina, da ubija različne mikroorganizme, z njim zaplinjujejo skladišča in zelenjavne skladišča. Poleg tega se žveplov oksid uporablja za beljenje volne, svile, slame (tistih materialov, ki jih ni mogoče beliti s klorom). V laboratorijih se žveplov dioksid uporablja kot topilo in za pridobivanje različnih soli žveplove kisline.
Fiziološki vpliv
Žveplov dioksid ima močne strupene lastnosti. Simptomi zastrupitve so kašelj, izcedek iz nosu, hripavost glasu, nenavaden okus v ustih, hudo vneto grlo. Vdihavanje žveplovega dioksida v visokih koncentracijah povzroča težave pri požiranju in davljenje, motnje govora, slabost in bruhanje, lahko se razvije akutni pljučni edem.
MAC za kisli plin:
- v zaprtih prostorih - 10 mg/m³;
- povprečna dnevna največja enkratna koncentracija v atmosferskem zraku - 0,05 mg/m³.
Občutljivost na žveplov dioksid se razlikuje med posamezniki, rastlinami in živalmi. Med drevesi sta na primer najbolj odporna hrast in breza, najmanj pa smreka in bor.
Oksidacijsko stanje +4 za žveplo je precej stabilno in se kaže v SHal 4 tetrahalidih, SOHal 2 oksodihalidih, SO 2 dioksidu in njihovih ustreznih anionih. Spoznali bomo lastnosti žveplovega dioksida in žveplove kisline.
1.11.1. Žveplov oksid (IV) Struktura molekule so2
Struktura molekule SO 2 je podobna zgradbi molekule ozona. Žveplov atom je v stanju sp 2 hibridizacije, oblika orbital je pravilen trikotnik, oblika molekule je oglata. Atom žvepla ima nedeljen elektronski par. Dolžina S-O vezi je 0,143 nm, vezni kot je 119,5°.
Struktura ustreza naslednjim resonančnim strukturam:
Za razliko od ozona je mnogokratnost vezi S–O 2, kar pomeni, da ima glavni prispevek prva resonančna struktura. Za molekulo je značilna visoka toplotna stabilnost.
Fizične lastnosti
V normalnih pogojih je žveplov dioksid ali žveplov dioksid brezbarven plin z ostrim zadušljivim vonjem, tališče -75 °C, vrelišče -10 °C. Dobro raztopimo v vodi, pri 20 °C v 1 volumnu vode raztopimo 40 volumnov žveplovega dioksida. Toksičen plin.
Kemijske lastnosti žveplovega oksida (IV)
Žveplov dioksid je zelo reaktiven. Žveplov dioksid je kislinski oksid. Je precej topen v vodi s tvorbo hidratov. Prav tako delno sodeluje z vodo in tvori šibko žveplovo kislino, ki ni izolirana posamično:
SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 \u003d H + + HSO 3 - \u003d 2H + + SO 3 2-.
Zaradi disociacije nastanejo protoni, zato ima raztopina kislo okolje.
Ko gre plin žveplov dioksid skozi raztopino natrijevega hidroksida, nastane natrijev sulfit. Natrijev sulfit reagira s presežkom žveplovega dioksida, da nastane natrijev hidrosulfit:
2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;
Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d 2NaHSO 3.
Za žveplov dioksid je značilna redoks dvojnost, na primer, z redukcijskimi lastnostmi razbarva bromovo vodo:
SO 2 + Br 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HBr
in raztopina kalijevega permanganata:
5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O \u003d 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.
oksidira s kisikom v žveplov anhidrid:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3.
Pri interakciji z močnimi redukcijskimi sredstvi ima oksidativne lastnosti, na primer:
SO 2 + 2CO \u003d S + 2CO 2 (pri 500 ° C, v prisotnosti Al 2 O 3);
SO 2 + 2H 2 \u003d S + 2H 2 O.
Proizvodnja žveplovega oksida (IV)
Goreče žveplo v zraku
S + O 2 \u003d SO 2.
Oksidacija sulfida
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Delovanje močnih kislin na kovinske sulfite
Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 \u003d 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.
1.11.2. Žveplova kislina in njene soli
Pri raztapljanju žveplovega dioksida v vodi nastane šibka žveplova kislina, večina raztopljenega SO 2 je v obliki hidratizirane oblike SO 2 H 2 O, kristalni hidrat se sprosti tudi pri ohlajanju, le majhen del molekule žveplove kisline disociirajo na sulfitne in hidrosulfitne ione. V prostem stanju kislina ni izolirana.
Ker je dvobazičen, tvori dve vrsti soli: srednje - sulfite in kisle - hidrosulfite. V vodi se topijo le sulfiti in hidrosulfiti alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin.
Žveplov dioksid ima molekularno strukturo, podobno ozonu. Atom žvepla v središču molekule je vezan na dva atoma kisika. Ta plinasti produkt žveplove oksidacije je brezbarven, oddaja oster vonj, v spreminjajočih se pogojih zlahka kondenzira v čisto tekočino. Snov je dobro topna v vodi, ima antiseptične lastnosti. SO 2 se v velikih količinah pridobiva v kemični industriji, in sicer v ciklu proizvodnje žveplove kisline. Plin se pogosto uporablja za predelavo kmetijskih in prehrambenih izdelkov, beljenje tkanin v tekstilni industriji.
Sistematična in trivialna imena snovi
Treba je razumeti raznolikost izrazov, povezanih z isto spojino. Uradno ime spojine, katere kemijska sestava odraža formulo SO 2, je žveplov dioksid. IUPAC priporoča uporabo tega izraza in njegovega angleškega ekvivalenta Sulphur dioxide. Učbeniki za šole in univerze pogosto omenjajo drugo ime - žveplov oksid (IV). Rimska številka v oklepaju označuje valenco atoma S. Kisik v tem oksidu je dvovalenten, oksidacijsko število žvepla pa je +4. V strokovni literaturi se uporabljajo tako zastareli izrazi, kot so žveplov dioksid, žveplov anhidrid (produkt njegove dehidracije).
Sestava in značilnosti molekularne strukture SO 2
Molekulo SO 2 tvorijo en atom žvepla in dva atoma kisika. Med kovalentnimi vezmi je kot 120°. V atomu žvepla pride do sp2 hibridizacije - oblaka enega s in dveh p elektronov se poravnata po obliki in energiji. Sodelujejo pri tvorbi kovalentne vezi med žveplom in kisikom. V paru O–S je razdalja med atomi 0,143 nm. Kisik je bolj elektronegativen kot žveplo, kar pomeni, da se vezni pari elektronov premikajo od središča proti zunanjim kotom. Celotna molekula je tudi polarizirana, negativni pol so atomi O, pozitivni je atom S.
Nekateri fizikalni parametri žveplovega dioksida
Štirivalentni žveplov oksid v normalnih okoljskih pogojih ohrani plinasto agregatno stanje. Formula žveplovega dioksida vam omogoča, da določite njegovo relativno molekulsko in molsko maso: Mr (SO 2) \u003d 64,066, M \u003d 64,066 g / mol (lahko se zaokroži na 64 g / mol). Ta plin je skoraj 2,3-krat težji od zraka (M(zrak) = 29 g/mol). Dioksid ima oster specifičen vonj po gorečem žveplu, ki ga je težko zamenjati s katerim koli drugim. Je neprijeten, draži sluznico oči, povzroča kašelj. Toda žveplov oksid (IV) ni tako strupen kot vodikov sulfid.
Pod pritiskom pri sobni temperaturi se plinasti žveplov dioksid utekočini. Pri nizkih temperaturah je snov v trdnem stanju, topi se pri -72 ... -75,5 ° C. Z nadaljnjim zvišanjem temperature se pojavi tekočina, pri -10,1 ° C pa spet nastane plin. Molekule SO 2 so termično stabilne, razpad na atomsko žveplo in molekularni kisik poteka pri zelo visokih temperaturah (približno 2800 ºС).
Topnost in interakcija z vodo
Žveplov dioksid, ko je raztopljen v vodi, delno sodeluje z njo in tvori zelo šibko žveplovo kislino. Ob prejemu takoj razpade na anhidrid in vodo: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. Pravzaprav v raztopini ni žveplova kislina, temveč hidratirane molekule SO 2 . Plinasti dioksid bolje deluje s hladno vodo, njegova topnost se zmanjšuje z naraščajočo temperaturo. V normalnih pogojih lahko raztopi v 1 volumnu vode do 40 volumnov plina.
Žveplov dioksid v naravi
Med izbruhi se z vulkanskimi plini in lavo sprostijo znatne količine žveplovega dioksida. Tudi številne človekove dejavnosti povečujejo koncentracijo SO 2 v ozračju.
Žveplov dioksid v zrak dovajajo metalurški obrati, kjer se izpušni plini med žganjem rude ne zajemajo. Številne vrste fosilnih goriv vsebujejo žveplo, zato se med zgorevanjem premoga, nafte, plina in iz njih pridobljenega goriva v atmosferski zrak sprostijo znatne količine žveplovega dioksida. Žveplov dioksid postane strupen za ljudi pri koncentracijah v zraku nad 0,03 %. Oseba začne težko dihati, lahko pride do pojavov, ki spominjajo na bronhitis in pljučnico. Zelo visoka koncentracija žveplovega dioksida v ozračju lahko povzroči hudo zastrupitev ali smrt.
Žveplov dioksid - proizvodnja v laboratoriju in industriji
Laboratorijske metode:
- Ko žveplo sežgemo v bučki s kisikom ali zrakom, dobimo dioksid po formuli: S + O 2 \u003d SO 2.
- Na soli žveplove kisline lahko delujete z močnejšimi anorganskimi kislinami, bolje je vzeti klorovodikovo, vendar lahko razredčite žveplovo:
- Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 SO 3;
- Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (razl.) \u003d Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
- H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2.
3. Pri interakciji bakra s koncentrirano žveplovo kislino se ne sprosti vodik, temveč žveplov dioksid:
2H 2 SO 4 (konc.) + Cu \u003d CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.
Sodobne metode industrijske proizvodnje žveplovega dioksida:
- Oksidacija naravnega žvepla med zgorevanjem v posebnih pečeh: S + O 2 = SO 2.
- Žganje železov pirit (pirit).
Osnovne kemijske lastnosti žveplovega dioksida
Žveplov dioksid je kemično aktivna spojina. V redoks procesih ta snov pogosto deluje kot reducent. Na primer, ko molekularni brom medsebojno deluje z žveplovim dioksidom, sta produkta reakcije žveplova kislina in vodikov bromid. Oksidativne lastnosti SO 2 se pokažejo, če ta plin prehaja skozi vodikov sulfid. Posledično se sprosti žveplo, pride do samooksidacije-samozdravljenja: SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O.
Žveplov dioksid ima kisle lastnosti. Ustreza eni najšibkejših in najbolj nestabilnih kislin - žveplovi. Ta spojina ne obstaja v svoji čisti obliki, kisle lastnosti raztopine žveplovega dioksida je mogoče zaznati z indikatorji (lakmus postane rožnat). Žveplova kislina daje srednje soli - sulfite in kisle - hidrosulfite. Med njimi so stabilne spojine.
Postopek oksidacije žvepla v dioksidu v šestvalentno stanje v žveplovem anhidridu je katalitski. Nastala snov se močno raztopi v vodi, reagira z molekulami H 2 O. Reakcija je eksotermna, nastane žveplova kislina oziroma njena hidratirana oblika.
Praktična uporaba kislega plina
Glavni proces za industrijsko proizvodnjo žveplove kisline, ki zahteva element dioksid, ima štiri stopnje:
- Pridobivanje žveplovega dioksida s sežiganjem žvepla v posebnih pečeh.
- Čiščenje nastalega žveplovega dioksida iz vseh vrst nečistoč.
- Nadaljnja oksidacija v šestvalentno žveplo v prisotnosti katalizatorja.
- Absorpcija žveplovega trioksida z vodo.
V preteklosti je skoraj ves žveplov dioksid, potreben za komercialno proizvodnjo žveplove kisline, izviral iz praženja pirita kot stranskega produkta pri proizvodnji jekla. Nove vrste predelave metalurških surovin uporabljajo manj zgorevanja rude. Zato je naravno žveplo v zadnjih letih postalo glavni začetni material za proizvodnjo žveplove kisline. Pomembne svetovne zaloge te surovine, njena razpoložljivost omogočajo organizacijo obsežne predelave.
Žveplov dioksid se pogosto uporablja ne le v kemični industriji, ampak tudi v drugih sektorjih gospodarstva. Tekstilne tovarne uporabljajo to snov in produkte njene kemične interakcije za beljenje svilenih in volnenih tkanin. To je ena od vrst beljenja brez klora, pri kateri se vlakna ne uničijo.
Žveplov dioksid ima odlične dezinfekcijske lastnosti, ki se uporabljajo v boju proti glivicam in bakterijam. Žveplov dioksid se uporablja za zaplinjevanje kmetijskih skladišč, vinskih sodov in kleti. SO 2 se uporablja v prehrambeni industriji kot konzervans in antibakterijsko sredstvo. Dodajte ga sirupom, vanj namočite sveže sadje. Sulfitizacija
sok sladkorne pese razbarva in razkuži surovine. Konzervirani zelenjavni pireji in sokovi vsebujejo tudi žveplov dioksid kot antioksidant in konzervans.
V redoks procesih je lahko žveplov dioksid tako oksidant kot reducent, ker ima atom v tej spojini vmesno oksidacijsko stanje +4.
Kako reagira oksidant SO 2 z močnejšimi redukcijskimi sredstvi, na primer z:
SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ↓ + 2H 2 O
Kako redukcijsko sredstvo SO 2 reagira z močnejšimi oksidanti, na primer z v prisotnosti katalizatorja, z itd.:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 2HCl
potrdilo o prejemu
1) Žveplov dioksid nastane pri zgorevanju žvepla:
2) V industriji se pridobiva z žganjem pirita:
3) V laboratoriju lahko pridobimo žveplov dioksid:
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Aplikacija
Žveplov dioksid se pogosto uporablja v tekstilni industriji za beljenje različnih izdelkov. Poleg tega se uporablja v kmetijstvu za uničevanje škodljivih mikroorganizmov v rastlinjakih in kleteh. V velikih količinah se SO 2 uporablja za proizvodnjo žveplove kisline.
žveplov oksid (VI) – SO 3 (žveplov anhidrid)
Žveplov anhidrid SO 3 je brezbarvna tekočina, ki se pri temperaturah pod 17 °C spremeni v belo kristalno maso. Zelo dobro vpija vlago (higroskopičen).
Kemijske lastnosti
Kislinsko-bazične lastnosti
Kako tipični kislinski oksid žveplov anhidrid medsebojno deluje:
SO 3 + CaO = CaSO 4
c) z vodo:
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Posebna lastnost SO 3 je njegova sposobnost, da se dobro topi v žveplovi kislini. Raztopino SO 3 v žveplovi kislini imenujemo oleum.
Tvorba oleuma: H 2 SO 4 + n SO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ n SO 3
redoks lastnosti
Za žveplov oksid (VI) so značilne močne oksidativne lastnosti (običajno reduciran na SO 2):
3SO 3 + H 2 S \u003d 4SO 2 + H 2 O
Pridobivanje in uporaba
Žveplov anhidrid nastane pri oksidaciji žveplovega dioksida:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
V svoji čisti obliki žveplov anhidrid nima praktične vrednosti. Pridobiva se kot intermediat pri proizvodnji žveplove kisline.
H2SO4
Žveplovo kislino prvič omenjajo arabski in evropski alkimisti. Dobili smo ga s kalcinacijo železovega sulfata (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) na zraku: 2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 ali zmesi z: 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, izpuščene pare žveplovega anhidrida pa so kondenzirale. Absorbirajo vlago, se spremenijo v oleum. Glede na način priprave so H 2 SO 4 imenovali vitriolno olje ali žveplovo olje. Leta 1595 je alkimist Andreas Libavius ugotovil identiteto obeh snovi.
Dolgo časa vitriolno olje ni bilo široko uporabljeno. Zanimanje zanj se je močno povečalo po 18. stoletju. Odkrili so indigokarmin, stabilno modro barvilo. Prva tovarna za proizvodnjo žveplove kisline je bila ustanovljena v bližini Londona leta 1736. Postopek je potekal v svinčenih komorah, na dno katerih so nalivali vodo. V zgornjem delu komore so zažgali staljeno mešanico solitra z žveplom, nato pa vanjo spustili zrak. Postopek smo ponavljali, dokler ni na dnu posode nastala kislina zahtevane koncentracije.
V 19. stoletju metodo so izboljšali: namesto solitra so uporabili dušikovo kislino (ta pri razgradnji v komori daje). Za vračanje dušikovih plinov v sistem so bili zasnovani posebni stolpi, ki so celotnemu procesu dali ime - stolpni proces. Tovarne, ki delujejo po stolpni metodi, obstajajo še danes.
Žveplova kislina je težka oljnata tekočina, brez barve in vonja, higroskopna; se dobro topi v vodi. Pri raztapljanju koncentrirane žveplove kisline v vodi se sprosti velika količina toplote, zato jo je treba previdno vliti v vodo (in ne obratno!) In raztopino premešati.
Raztopino žveplove kisline v vodi z vsebnostjo H2SO4 manj kot 70% običajno imenujemo razredčena žveplova kislina, raztopino z več kot 70% pa koncentrirano žveplovo kislino.
Kemijske lastnosti
Kislinsko-bazične lastnosti
Razredčena žveplova kislina kaže vse značilne lastnosti močnih kislin. Ona reagira:
H 2 SO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + 2 H 2 O
H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl
Proces interakcije ionov Ba 2+ s sulfatnimi ioni SO 4 2+ vodi do nastanka bele netopne oborine BaSO 4 . to kvalitativna reakcija na sulfatni ion.
Redoks lastnosti
V razredčeni H 2 SO 4 so ioni H + oksidanti, v koncentrirani H 2 SO 4 pa sulfatni ioni SO 4 2+. Ioni SO 4 2+ so močnejši oksidanti kot ioni H + (glej diagram). 
IN razredčena žveplova kislina raztapljajo kovine, ki so v elektrokemičnem nizu napetosti na vodik. V tem primeru se tvorijo in sproščajo kovinski sulfati:
Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2
Kovine, ki so v elektrokemičnem nizu napetosti za vodikom, ne reagirajo z razredčeno žveplovo kislino:
Cu + H 2 SO 4 ≠
koncentrirana žveplova kislina je močan oksidant, zlasti pri segrevanju. Oksidira številne in nekatere organske snovi.
Pri interakciji koncentrirane žveplove kisline s kovinami, ki so v elektrokemični seriji napetosti za vodikom (Cu, Ag, Hg), nastanejo kovinski sulfati, pa tudi redukcijski produkt žveplove kisline - SO 2.
Reakcija žveplove kisline s cinkom Z bolj aktivnimi kovinami (Zn, Al, Mg) lahko koncentrirano žveplovo kislino reduciramo v prosto. Na primer, ko žveplova kislina medsebojno deluje z, odvisno od koncentracije kisline, lahko hkrati nastanejo različni produkti redukcije žveplove kisline - SO 2, S, H 2 S:
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
V mrazu koncentrirana žveplova kislina pasivizira na primer nekatere kovine, zato se prevaža v železnih cisternah:
Fe + H 2 SO 4 ≠
Koncentrirana žveplova kislina oksidira nekatere nekovine ( itd.) in se obnovi v žveplov oksid (IV) SO 2:
S + 2H 2 SO 4 \u003d 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Pridobivanje in uporaba
V industriji se žveplova kislina pridobiva kontaktno. Postopek pridobitve poteka v treh fazah:
- Pridobivanje SO 2 s praženjem pirita:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Oksidacija SO 2 v SO 3 v prisotnosti katalizatorja - vanadijevega (V) oksida:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
- Raztapljanje SO 3 v žveplovi kislini:
H2SO4+ n SO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Nastali oleum se prevaža v železnih cisternah. Žveplovo kislino zahtevane koncentracije dobimo iz oleuma z vlivanjem v vodo. To je mogoče izraziti v diagramu:
H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Žveplova kislina najde različne aplikacije na različnih področjih nacionalnega gospodarstva. Uporablja se za sušenje plinov, pri proizvodnji drugih kislin, za proizvodnjo gnojil, različnih barvil in zdravil.
Soli žveplove kisline
Večina sulfatov je dobro topnih v vodi (malo topen CaSO 4 , še manj PbSO 4 in praktično netopen BaSO 4 ). Nekateri sulfati, ki vsebujejo kristalizacijsko vodo, se imenujejo vitriol:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O bakrov sulfat
FeSO 4 ∙ 7H 2 O železov sulfat
Soli žveplove kisline imajo vse. Njihov odnos do ogrevanja je poseben.
Sulfati aktivnih kovin ( , ) se ne razgradijo niti pri 1000 ° C, drugi (Cu, Al, Fe) pa se pri rahlem segrevanju razgradijo v kovinski oksid in SO 3:
CuSO 4 \u003d CuO + SO 3
Prenesi:
Prenesite brezplačen povzetek na temo: "Proizvodnja žveplove kisline s kontaktno metodo"
Lahko prenesete eseje o drugih temah
*na sliki zapisa je fotografija bakrovega sulfata