Химические свойства, получение. Соединения серы(1У)

Серная кислота (H2SО4) – это одна из самых едких кислот и опасных реагентов, известных человеку, особенно в концентрированном виде. Химически чистая серная кислота представляет собой тяжелую токсичную жидкость маслянистой консистенции, не имеющую запаха и цвета. Получают ее методом окисления сернистого газа (SO2) контактным способом.

При температуре + 10,5 °C, серная кислота превращается в застывшую стекловидную кристаллическую массу, жадно, подобно губке, поглощающую влагу из окружающей среды. В промышленности и химии серная кислота является одним из основных химических соединений и занимает лидирующие позиции по объему производства в тоннах. Именно поэтому серную кислоту называют «кровью химии». С помощью серной кислоты получают удобрения, лекарственные препараты, другие кислоты, большой , удобрений и много другое.

Основные физические и химические свойства серной кислоты

1. Серная кислота в чистом виде (формула H2SO4), при концентрации 100% представляет собой бесцветную густую жидкость. Самое важное свойство H2SO4 заключается в высокой гигроскопичности – это способность отнимать из воздуха воду. Данный процесс сопровождается масштабным выделением тепла.
2. H2SO4 – это сильная кислота.
3. Серная кислота называется моногидратом – в ней на 1 моль SO3 приходится 1 моль Н2О (воды). Из-за ее внушительных гигроскопических свойств ее используют для извлечения влаги из газов.
4. Температура кипения – 330 °С. При этом происходит разложение кислоты на SO3 и воду. Плотность – 1,84. Температура плавления – 10,3 °С/.
5. Концентрированная серная кислота представляет собой мощный окислитель. Чтобы запустить окислительно-восстановительную реакцию кислоту требуется нагреть. Итог реакции – SO2. S+2H2SO4=3SO2+2H2O
6. В зависимости от концентрации серная кислота по-разному вступает в реакцию с металлами. В разбавленном состоянии серная кислота способна окислять все металлы, которые стоят в ряду напряжений до водорода. Исключение составляют как самые стойкие к окислению. Разбавленная серная кислота взаимодействует с солями, основаниями, амфотерными и основными оксидами. Серная кислота концентрированная способна окислять все металлы, стоящие в ряду напряжений, причем серебро тоже.
7. Серная кислота образует два вида солей: кислые (это гидросульфаты) и средние (сульфаты)
8. H2SO4 вступает в активную реакцию с органическими веществами и неметаллами, причем некоторые из них она способна превратить в уголь.
9. Серный ангидрит отлично растворяется в H2SО4, и при этом образуется олеум – раствор SО3 в серной кислоте. Внешне это выглядит так: дымящаяся серная кислота, выделяющая серный ангидрит.
10. Серная кислота в водных растворах является сильной двухосновной, и при добавлении ее к воде выделяется огромное количество теплоты. Когда готовят разбавленные растворы H2SО4 из концентрированных, необходимо небольшой струйкой добавлять более тяжелую кислоту к воде, а не наоборот. Это делается во избежание вскипания воды и разбрызгивания кислоты.

Концентрированная и разбавленная серные кислоты

К концентрированным растворам серной кислоты относятся растворы от 40%, способные растворять серебро или палладий.

К разбавленной серной кислоте относятся растворы, концентрация которых составляет менее 40%. Это не такие активные растворы, но они способны вступать в реакцию с латунью и медью.

Получение серной кислоты

Производство серной кислоты в промышленных масштабах было запущено в XV веке, но в то время ее называли “купоросное масло». Если раньше человечество потребляло всего лишь несколько десятков литров серной кислоты, то в современном мире исчисление идет на миллионы тонн в год.

Производство серной кислоты осуществляется промышленным способом, и их существует три:

1. Контактный способ.
2. Нитрозный способ
3. Другие методы

Поговорим подробно о каждом из них.

Контактный способ производства

Контактный способ производства – самый распространенный, и он выполняет следующие задачи:

• Получается продукт, удовлетворяющий потребности максимального количества потребителей.
• Во время производства сокращается вред для окружающей среды.

При контактном способе в качестве сырья используются такие вещества:

• пирит (серный колчедан);
• сера;
• оксид ванадия (это вещество вызывает роль катализатора);
• сероводород;
• сульфиды различных металлов.

Перед запуском процесса производства сырье предварительно подготавливают. Для начала в специальных дробильных установках колчедан подвергается измельчению, что позволяет, благодаря увеличению площади соприкосновения активных веществ, ускорить реакцию. Пирит подвергается очищению: его опускают в большие емкости с водой, в ходе чего пустая порода и всевозможные примеси всплывают на поверхность. В конце процесса их убирают.

Производственную часть разделяют на несколько стадий:

1. После дробления колчедан очищают и отправляют в печь – там при температуре до 800 °C происходит его обжиг. По принципу противотока в камеру снизу идет подача воздуха, и это обеспечивает нахождение пирита в подвешенном состоянии. На сегодняшний день, на этот процесс тратится несколько секунд, а вот раньше на обжиг уходило несколько часов. В процессе обжига появляются отходы в виде оксида железа, которые удаляются, и в дальнейшем передаются на предприятия металлургической промышленности. При обжиге выделяются водные пары, газы O2 и SO2. Когда завершится очистка от паров воды и мельчайших примесей, получается чистый оксид серы и кислород.
2. На второй стадии под давлением происходит экзотермическая реакция с использованием ванадиевого катализатора. Запуск реакции начинается при достижении температуры 420 °C, но ее могут повысить до 550 °C с целью увеличения эффективности. В процессе реакции идет каталитическое окисление и SO2 становится SO3.
3. Суть третьей стадии производства такова: поглощение SO3 в поглотительной башне, в ходе чего образуется олеум H2SO4. В таком виде H2SO4 разливается в специальные емкости (она не вступает в реакция со сталью) и готова ко встрече с конечным потребителем.

В ходе производства, как мы уже говорили выше, образуется много тепловой энергии, которая используется в отопительных целях. Многие предприятия по производству серной кислоты устанавливают паровые турбины, которые использую выбрасываемый пар для вырабатывая дополнительной электроэнергии.

Нитрозный способ получения серной кислоты

Несмотря на преимущества контактного способа производства, при котором получается более концентрированная и чистая серная кислота и олеум, достаточно много H2SO4 получают нитрозным способом. В частности, на суперфосфатных заводах.

Для производства H2SO4 исходным веществом, как в контактном, так и в нитрозном способе выступает сернистый газ. Его получают специально для этих целей посредством сжигания серы или обжигом сернистых металлов.

Переработка сернистого газа в сернистую кислоту заключается в окислении двуокиси серы и присоединении воды. Формула выглядит так:
SO2 + 1|2 O2 + H2O = H2SO4

Но двуокись серы с кислородом не вступает в непосредственную реакцию, поэтому при нитрозном методе окисление сернистого газа осуществляют при помощи окислов азота. Высшие окислы азота (речь идет о двуокиси азота NO2, трехокиси азота NO3) при данном процессе восстанавливаются до окиси азота NO, которая впоследствии опять окисляется кислородом до высших окислов.

Получение серной кислоты нитрозным способом в техническом плане оформлено в виде двух способов:

• Камерного.
• Башенного.

Нитрозный способ имеет ряд достоинств и недостатков.

Недостатки нитрозного способа:

• Получается 75%-ная серная кислота.
• Качество продукции низкое.
• Неполный возврат оксидов азота (добавление HNO3). Их выбросы вредны.
• В кислоте присутствуют железо, оксиды азота и прочие примеси.

Достоинства нитрозного способа:

• Себестоимость процесса более низкая.
• Возможность переработки SO2 на все 100%.
• Простота аппаратурного оформления.

Основные российские заводы по производству серной кислоты

Годовое производство H2SO4 в нашей стране ведет исчисление шестизначными цифрами – это порядка 10 миллионов тонн. Ведущими производителями серной кислоты в России являются компании, являющиеся, помимо этого, ее основными потребителями. Речь идет о компаниях, сферой деятельности которых является выпуск минеральных удобрений. К примеру, «Балаковские минудобрения», «Аммофос».

В Крыму в Армянске работает крупнейший производитель диоксида титана на территории Восточной Европы «Крымский титан». Вдобавок, завод занимается производством серной кислоты, минеральных удобрений, железного купороса и т.д.

Серную кислоту различных видов производят многие заводы. К примеру, аккумуляторную серную кислоту производят: Карабашмедь, ФКП Бийский олеумный завод,Святогор, Славия, Северхимпром и т.д.

Олеум производят ОХК Щекиноазот, ФКП Бийский олеумный завод, Уральская Горно-Металлургическая Компания, ПО Киришинефтеоргсинтез и т.д.

Серную кислоту особой чистоты производят ОХК Щекиноазот, Компонент-Реактив.

Отработанную серную кислоту можно купить на заводах ЗСС, ГалоПолимер Кирово-Чепецк.

Производителями технической серной кислоты являются Промсинтез, Хипром, Святогор, Апатит, Карабашмедь, Славия, Лукойл-Пермнефтеоргсинтез, Челябинский цинковый завод, Электроцинк и т.д.

По причине, что колчедан является основным сырьем при производстве H2SO4, а это отход обогатительных предприятий, его поставщиками выступают Норильская и Талнахская обогатительные фабрики.

Лидерские мировые позиции по производству H2SO4 занимают США и Китай, на которые приходятся 30 млн. тонн и 60 млн. тонн соответственно.

Сфера применения серной кислоты

В мире ежегодно потребляется порядка 200 миллионов тонн H2SO4, из которой производится широкий спектр продукции. Серная кислота по праву держит пальму первенства среди других кислот по масштабам использования в промышленных целях.

Как вы уже знаете, серная кислота является одним из важнейших продуктов химической промышленности, поэтому область применения серной кислоты довольно широкая. Основные направления использования H2SО4 таковы:

• Серную кислоту в колоссальных объемах используют для производства минеральных удобрений, и на это уходит около 40% всего тоннажа. По этой причине производящие H2SO4 заводы строят рядом с предприятиями, выпускающими удобрения. Это сульфат аммония, суперфосфат и т.д. При их производстве серная кислота берется в чистом виде (100% концентрация). Чтобы произвести тонну аммофоса или суперфосфата понадобится 600 литров H2SO4. Именно эти удобрения в большинстве случаев применяются в сельском хозяйстве.
• H2SО4 используется для производства взрывчатых веществ.
• Очистка нефтепродуктов. Для получения керосина, бензина минеральных масел требуется очистка углеводородов, которая происходит с применением серной кислоты. В процессе переработки нефти на очистку углеводородов данная индустрия «забирает» целых 30% мирового тоннажа H2SO4. Вдобавок, серной кислотой увеличивают октановое число топлива и при добыче нефти обрабатывают скважины.
• В металлургической промышленности. Серная кислота в металлургии используется для очистки от окалины и ржавчины проволоки, листового металла, а также для восстановления алюминия при производстве цветных металлов. Перед тем как покрывать металлические поверхности медью, хромом или никелем, поверхность протравливается серной кислотой.
• При производстве лекарственных препаратов.
• При производстве красок.
• В химической промышленности. H2SO4 используется при производстве моющих средств, этилового средства, инсектицидов и т.д., и без нее эти процессы невозможны.
• Для получения других известных кислот, органических и неорганических соединений, используемых в промышленных целях.

Соли серной кислоты и их применение

Самые важные соли серной кислоты:

• Глауберова соль Na2SO4 · 10H2O (кристаллический сульфат натрия). Сфера ее применения достаточно емкая: производство стекла, соды, в ветеринарии и медицине.
• Сульфат бария BaSO4 используется в производстве резины, бумаги, белой минеральной краски. Вдобавок, он незаменим в медицине при рентгеноскопии желудка. Из него делают «бариевую кашу» для проведения данной процедуры.
• Сульфат кальция CaSO4. В природе его можно встретить в виде гипса CaSO4 · 2H2O и ангидрита CaSO4. Гипс CaSO4 · 2H2O и сульфат кальция применяют в медицине и строительстве. С гипсом при нагревании до температуры 150 - 170 °C происходит частичная дегидратизация, вследствие которой получается жженый гипс, известный нам как алебастр. Замешивая алебастр с водой до консистенции жидкого теста, масса быстро затвердевает и превращается в подобие камня. Именно это свойство алебастра активно используется в строительных работах: из него делают слепки и отливочные формы. В штукатурных работах алебастр незаменим в качестве вяжущего материала. Пациентам травматологических отделений накладывают специальные фиксирующие твердые повязки – они делаются на основе алебастра.
• Железный купорос FeSO4 · 7H2O используют для приготовления чернил, пропитки дерева, а также в сельскохозяйственной деятельности для уничтожения вредителей.
• Квасцы KCr(SO4)2 · 12H2O , KAl(SO4)2 · 12H2O и др. используют в производстве красок и кожевенной промышленности (дублении кожи).
• Медный купорос CuSO4 · 5H2O многие из вас знают не понаслышке. Это активный помощник в сельском хозяйстве при борьбе с болезнями растений и вредителями – водным раствором CuSO4 · 5H2O протравливают зерно и опрыскивают растения. Также его применяют для приготовления некоторых минеральных красок. А в быту его используют для выведения плесени со стен.
• Сульфат алюминия – его используют в целлюлозно-бумажной промышленности.

Серная кислота в разбавленном виде применяется в качестве электролита в свинцовых аккумуляторах. Вдобавок, она используется для производства моющих средств и удобрений. Но в большинстве случаев она идет в виде олеума – это раствор SO3 в H2SO4 (можно встретить и другие формулы олеума).

Удивительный факт! Олеум химически активнее, чем концентрированная серная кислота, но, несмотря на это, он не вступает в реакцию со сталью! Именно по этой причине его проще транспортировать, чем саму серную кислоту.

Сфера использования «королевы кислот» поистине масштабна, и сложно рассказать обо всех способах ее применения в промышленности. Также она применяется в качестве эмульгатора в пищевой промышленности, для очистки воды, при синтезе взрывчатых веществ и множество других целей.

История появления серной кислоты

Кто из нас хоть раз не слышал о медном купоросе? Так вот, его изучением занимались еще в древности, и в некоторых работах начала новой эры ученые обсуждали происхождение купоросов и их свойства. Купоросы изучали греческий врач Диоскорид, римский исследователь природы Плиний Старший, и в своих трудах они писали о проводимых опытах. В медицинских целях различные вещества-купоросы применял древний лекарь Ибн Сина. Как использовались купоросы в металлургии, говорилось в работах алхимиков Древней Греции Зосимы из Панополиса.

Первейшим способом получения серной кислоты является процесс нагревания алюмокалиевых квасцов, и об этом есть информация в алхимической литературе XIII века. В то время состав квасцов и суть процесса была не известна алхимикам, но уже в XV веке химическим синтезом серной кислоты стали заниматься целенаправленно. Процесс был таковым: алхимики обрабатывали смесь серы и сульфида сурьмы (III) Sb2S3 при нагревании с азотной кислотой.

В средневековые времена в Европе серную кислоту называли «купоросным маслом», но потом название изменилось на купоросную кислоту.

В XVII веке Иоганн Глаубер в результате горения калийной селитры и самородной серы в присутствии водных паров получил серную кислоту. В результате окисления серы селитрой получался оксид серы, вступавший в реакцию с парами воды, и в итоге получалась жидкость маслянистой консистенции. Это было купоросное масло, и это название серной кислоты существует и поныне.

Фармацевт из Лондона Уорд Джошуа в тридцатые годы XVIII века применял данную реакцию для промышленного производства серной кислоты, но в средневековье ее потребление ограничивалось несколькими десятками килограммов. Сфера использования была узкой: для алхимических опытов, очистки драгоценных металлов и в аптекарском деле. Концентрированная серная кислота в небольших объемах использовалась в производстве особых спичек, которые содержали бертолетову соль.

На Руси только лишь в XVII веке появилась купоросная кислота.

В Англии в Бирмингеме Джон Робак в 1746 году адаптировал указанный выше способ получения серной кислоты и запустил производство. При этом он использовал прочные крупные освинцованные камеры, которые были дешевле стеклянных емкостей.

В промышленности этот способ держал позиции почти 200 лет, и в камерах получали 65%-ую серную кислоту.

Через время английский Гловер и французский химик Гей-Люссак усовершенствовали сам процесс, и серная кислота стала получаться с концентрацией 78%. Но для производства, к примеру, красителей такая кислота не подходила.

В начале 19 века были открыты новые способы окисления сернистого газа в серный ангидрид.

Первоначально это делали с применением окислов азота, а потом использовали в качестве катализатора платину. Два этих метода окисления сернистого газа усовершенствовались и дальше. Окисление сернистого газа на платиновых и других катализаторах стало называться контактным способом. А окисление этого газа окислами азота получило название нитрозного способа получения серной кислоты.

Британский торговец уксусной кислотой Перегрин Филипс только лишь в 1831 году запатентовал экономичный процесс для производства оксида серы (VI) и концентрированной серной кислоты, и именно он на сегодняшний день знаком миру как контактный способ ее получения.

Производство суперфосфата началось в 1864 году.

В восьмидесятые годы девятнадцатого века в Европе производство серной кислоты достигло 1 миллиона тонн. Главными производителями стали Германия и Англия, выпускающие 72% от всего объема серной кислоты в мире.

Перевозка серной кислоты является трудоемким и ответственным мероприятием.

Серная кислота относится к классу опасных химических веществ, и при контакте с кожными покровами вызывает мощнейшие ожоги. Вдобавок, она может стать причиной химического отравления человека. Если при транспортировке не будут соблюдены определенные правила, то серная кислота по причине своей взрывоопасности может причинить немало вреда, как людям, так и окружающей среде.

Серной кислоте присвоен 8 класс опасности и перевозку должны осуществлять специально обученные и подготовленные профессионалы. Важное условие доставки серной кислоты – соблюдение специально разработанных Правил перевозки опасных грузов.

Перевозка автомобильным транспортом осуществляется согласно следующим правилам:

1. Под перевозку изготавливают специальные емкости из особого стального сплава, не вступающего в реакцию с серной кислотой или титана. Такие емкости не окисляются. Опасную серную кислоту перевозят в специальных сернокислотных химических цистернах. Они отличаются по конструкции и при перевозке подбираются в зависимости от вида серной кислоты.
2. При перевозке дымящейся кислоты берутся специализированные изотермические цистерны-термосы, в которых для сохранения химических свойств кислоты поддерживается необходимый температурный режим.
3. Если перевозится обычная кислота, то выбирается сернокислотная цистерна.
4. Перевозка серной кислоты автотранспортом, таких видов как дымящаяся, безводная, концентрированная, для аккумуляторов, гловерная осуществляется в специальной таре: цистернах, бочках, контейнерах.
5. Перевозкой опасного груза могут заниматься исключительно водители, у которых на руках есть свидетельство АДР.
6. Время в пути не имеет ограничений, так как при перевозке нужно строго придерживаться допустимой скорости.
7. При перевозке строится специальный маршрут, который должен пролегать, минуя места большого скопления людей и производственные объекты.
8. Транспорт должен иметь специальную маркировку и знаки опасности.

Опасные свойства серной кислоты для человека

Серная кислота представляет повышенную опасность для человеческого организма. Ее токсическое действие наступает не только при непосредственном контакте с кожей, но при вдыхании ее паров, когда происходит выделение сернистого газа. Опасное воздействие распространяется на:

• Дыхательную систему;
• Кожные покровы;
• Слизистые оболочки.

Интоксикацию организма может усилить мышьяк , который часто входит в состав серной кислоты.

Важно! Как вы знаете, при соприкосновении кислоты с кожей происходят сильнейшие ожоги. Не меньшую опасность представляет и отравление парами серной кислоты. Безопасная доза содержания серной кислоты в воздухе равняется всего 0,3 мг на 1 квадратный метр.

Если на слизистые покровы или на кожу попадает серная кислота, появляется сильный ожог, плохо заживающий. Если по масштабу ожог внушительный, у пострадавшего развивается ожоговая болезнь, которая может привести даже к смертельному исходу, если своевременно не будет оказана квалифицированная медицинская помощь.

Важно! Для взрослого человека смертельная доза серной кислоты равняется всего 0,18 см на 1 литр.

Безусловно, «испытать на себе» токсическое действие кислоты в обычной жизни проблематично. Чаще всего отравление кислотой происходит из-за пренебрежения техникой безопасности на производстве при работе с раствором.

Может случиться массовое отравление парами серной кислоты вследствие технических неполадок на производстве или неосторожности, и происходит массивный выброс в атмосферу. Для предотвращения таких ситуаций работают специальные службы, задача которых контролировать функционирование производства, где используется опасная кислота.

Какие симптомы наблюдаются при интоксикации серной кислотой

Если кислота была принята внутрь:

• Боль в области пищеварительных органов.
• Тошнота и рвота.
• Нарушение стула, как итог сильных кишечных расстройств.
• Сильное выделение слюны.
• Из-за токсического воздействия на почки, моча становится красноватой.
• Отек гортани и горла. Возникают хрипы, осиплость. Это может привести к летальному исходу от удушья.
• На деснах появляются бурые пятна.
• Кожные покровы синеют.

При ожоге кожных покровов могут быть все осложнения, присущие для ожоговой болезни.

При отравлении парами наблюдается такая картина:

• Ожог слизистой оболочки глаз.
• Носовое кровотечение.
• Ожог слизистых оболочек дыхательных путей. При этом пострадавший испытывает сильный болевой симптом.
• Отек гортани с симптомами удушения (нехватка кислорода, кожа синеет).
• Если отравление сильное, то может быть тошнота и рвота.

Важно знать! Отравление кислотой после приема внутрь намного опасней, чем интоксикация от вдыхания паров.

Первая помощь и терапевтические процедуры при поражении серной кислотой

Действуйте по следующей схеме при контакте с серной кислотой:

• Первым делом вызовите скорую помощь. Если жидкость попала внутрь, то сделайте промывание желудка теплой водой. После этого мелкими глотками понадобится выпить 100 граммов подсолнечного или оливкового масла. Вдобавок, следует проглотить кусочек льда, выпить молоко или жженую магнезию. Это нужно сделать для снижения концентрации серной кислоты и облегчения состояния человека.
• Если кислота попала в глаза, нужно промыть их проточной водой, а затем закапать раствором дикаина и новокаина.
• При попадании кислоты на кожу, обожженное место нужно хорошо промыть под проточной водой и наложить повязку с содой. Промывать нужно около 10-15 минут.
• При отравлении парами нужно выйти на свежий воздух, а также промыть по мере доступности пострадавшие слизистые водой.

В условиях стационара лечение будет зависеть от площади ожога и степени отравления. Обезболивание осуществляют только новокаином. Во избежание развития в области поражения инфекции, пациенту подбирают курс антибиотикотерапии.

При желудочном кровотечении вводится плазма или переливается кровь. Источник кровотечения могут устранять оперативным путем.

1. Серная кислота в чистом 100%-ом виде встречается в природе. К примеру, в Италии на Сицилии в Мертвом море можно увидеть уникальное явление – серная кислота просачивается прямо из дна! А происходит вот что: пирит из земной коры служит в этом случае сырьем для ее образования. Это место еще называют Озером смерти, и к нему боятся подлетать даже насекомые!
2. После больших извержений вулканов в земной атмосфере часто можно обнаружить капли серной кислоты, и в таких случаях «виновница» может принести негативные последствия для окружающей среды и стать причиной серьезных изменений климата.
3. Серная кислота является активным поглотителем воды, поэтому ее используют в качестве осушителя газов. В былые времена, чтобы в помещениях не запотевали окна, эту кислоту наливали в баночки и ставили между стеклами оконных проемов.
4. Именно серная кислота – основная причина выпадения кислотных дождей. Главная причина образования кислотного дождя – загрязнение воздуха диоксидом серы, и он при растворении в воде образует серную кислоту. В свою очередь двуокись серы выделяется при сжигании ископаемого топлива. В кислотных дождях, исследуемых за последние годы, возросло содержание азотной кислоты. Причина такого явления – снижение выбросов двуокиси серы. Несмотря на этот факт, основной причиной появления кислотных дождей так и остается серная кислота.

Мы предлагаем вам видеоподборку интересных опытов с серной кислотой.

Рассмотрим реакцию серной кислоты при ее заливании в сахар. На первых секундах попадания серной кислоты в колбу с сахаром происходит потемнение смеси. После нескольких секунд субстанция приобретает черный цвет. Далее происходит самое интересное. Масса начинает стремительно расти и вылазить за пределы колбы. На выходе получаем гордое вещество, похоже на пористый древесный уголь, превышающий первоначальный объем в 3-4 раза.

Автор видео предлагает сравнить реакцию кока-колы с соляной кислотой и серной кислотой. При смешивании Кока-колы с соляной кислотой никаких визуальных изменений не наблюдается, а вот при смешивании с серной кислотой Кока-кола начинает закипать.

Интересное взаимодействие можно наблюдать при попадании серной кислоты на туалетную бумагу. Туалетная бумага состоит из целлюлозы. При попадании кислоты молекулы целлюлозы мгновенно разрушайся с выделением свободного углерода. Подобное обугливание можно наблюдать при попадании кислоты на древесину.

В колбу с концентрированной кислотой добавляю маленький кусочек калия. На первой секунде происходит выделение дыма, после чего металл мгновенно вспыхивает, загорается и взрывается, разделаясь на кусочки.

В следующем опыте при попадании серной кислоты на спичку происходит ее вспыхивание. Во второй части опыта погружают алюминиевую фольгу с ацетоном и спичкой внутри. Происходит мгновенное нагревание фольги с выделением огромного количества дыма и полное ее растворение.

Интересный эффект наблюдается при добавлении пищевой соды в серную кислоту. Сода мгновенно окрашивается в желтый цвет. Реакция протекает с бурным кипением и увеличением объема.

Все вышеприведенные опыты мы категорически не советует проводить в домашних условиях. Серная кислота очень агрессивное и токсичное вещество. Подобные опыты необходимо проводить в специальных помещениях, которые оборудованы принудительной вентиляцией. Газы, выделяемые в реакциях с серной кислотой, очень токсичны и могут вызвать поражение дыхательных путей и отравление организма. Кроме того, подобные опыты проводятся в средствах индивидуальной защиты кожных покровов и органов дыхания. Берегите себя!

При растворении в воде диоксида серы (SO 2) получается химическое соединение, известное как сернистая кислота. Формула этого вещества записывается так: H 2 SO 3 . По правде говоря, данное соединение является крайне нестабильным, с определенным допущением даже можно утверждать, что его на самом деле не существует. Тем не менее данную формулу часто используют для удобства написания уравнений химических реакций.

Сернистая кислота: основные свойства

Для водного раствора двуокиси серы характерна кислая среда. Сам он обладает всеми свойствами, которые присущи кислотам, в том числе и реакцией нейтрализации. Сернистая кислота способна образовывать два вида солей: гидросульфиты и обычные сульфиты. Оба относятся к группе восстановителей. Первый вид обычно получается, когда сернистая кислота присутствует в довольно большом количестве: Н 2 SO 3 + KOH -> KHSO 3 + Н 2 O. В противном случае получается обычный сульфит: Н 2 SO 3 + 2КОН -> К 2 SO 3 + 2Н 2 O. Качественной реакцией на данные соли является их взаимодействие с сильной кислотой. В результате выделяется газ SO 2 , который легко отличить по характерному резкому запаху.

Сернистая кислота способна оказывать отбеливающее воздействие. Не секрет, что подобный эффект также дает и хлорная вода. Однако рассматриваемое соединение имеет одно важное преимущество: в отличие от хлора сернистая кислота не приводит к разрушению красителей, сернистый газ формирует с ними бесцветные химические соединения. Данное свойство нередко применяется для беления тканей из шелка, шерсти, растительного материала, а также всего, что разрушается от окислителей, содержащих в своем составе Cl. В старину данное соединение даже применяли для возвращения первоначального вида дамским соломенным шляпкам. H 2 SO 3 представляет собой достаточно сильный восстановитель. При доступе кислорода ее растворы постепенно превращаются в серную кислоту. В тех же случаях, когда она взаимодействует с более сильным восстановителем (к примеру, с сероводородом), серная кислота, наоборот, проявляет окислительные свойства. Диссоциация данного вещества проходит в два этапа. Вначале формируется гидросульфит-анион, а затем наступает вторая ступень, и он превращается в анион-сульфит.

Где используется сернистая кислота

Получение данного вещества играет большую роль в производстве всевозможных виноматериалов в качестве антисептика, в частности с его помощью удается предотвратить процесс брожения продукта в бочках и тем самым обеспечить его сохранность. Также его применяют для того, чтобы воспрепятствовать ферментации зерна в ходе извлечения из него крахмала. Сернистая кислота и препараты на ее основе обладают широким антимикробным свойством, и поэтому их часто применяют в плодоовощной промышленности при консервировании. Гидросульфит кальция, его еще называют сульфитный щелок, используют для того, чтобы переработать древесину в сульфитную целлюлозу, из которой впоследствии изготавливают бумагу. Осталось добавить, что для человека это соединение является ядовитым, а потому любые лабораторные работы и эксперименты с ним требуют осторожности и повышенного внимания.

Сернистая кислота способна реагировать с кислородом. При этом образуется серная кислота. Такая реакция протекает очень долго и возможна только при нарушении правил хранения. Сернистая кислота обладает как окислительными, так и восстановительными свойствами. С ее помощью можно получать галогенные кислоты. Водный раствор при реакции с хлором образует соляную и серную кислоту.

При реакции с сильными восстановителями сернистая кислота играет роль окислителя. Одним из таких веществ является сероводород, газ с очень неприятным запахом. Взаимодействуя с водным раствором серной кислоты, он образует серу и воду. Соли сернистой кислоты также обладают восстановительными свойствами. Они делятся на сульфиты и гидросульфиты. При реакциях окисления этих солей образуется серная кислота.

Получение сернистой кислоты

Сернистая кислота образуется только при взаимодействии сернистого газа и воды. Нужно получить сернистый газ. Это можно сделать при помощи меди и серной кислоты. Осторожно налейте концентрированную серную кислоту в пробирку и бросьте туда кусочек меди. Нагрейте пробирку при помощи спиртовки.

В результате нагревания образуется медный купорос (сульфат меди), вода и сернистый газ, который при помощи специальной трубочки нужно подвести к колбочке с чистой водой. Таким образом можно получить сернистую кислоту.

Помните, что сернистый газ вреден для человека. Он вызывает поражение дыхательных путей, потерю аппетита и головную боль. Длительное вдыхание может вызвать обморочное состояние. При работе с ним нужна осторожность.

Применение сернистой кислоты

Сернистая кислота обладает антисептическими свойствами. Ее применяют при обеззараживании поверхностей, ферментации зерна. С ее помощью можно некоторые вещества, которые при взаимодействии с сильными окислителями (например, хлором) разлагаются. К таким веществам относится шерсть, шелк, бумага и некоторые другие. Ее антибактериальные свойства используются для предотвращения брожения вина в . Таким образом благородный напиток может храниться очень долго, приобретая благородный вкус и неповторимый аромат.

Сернистую кислоту используют при производстве бумаги. Добавление этой кислоты входит в технологию получения сульфитной целлюлозы. Затем ее обрабатывают раствором гидросульфита кальция, чтобы связать волокна воедино.

Российский Университет Дружбы Народов

Факультет иностранных языков и общеобразовательных дисциплин

Сера. Ее использование в медицине.

Выполнила

студентка группы СВ-53

Руководитель семинаров по химии

Кафедры химии

Профессор В.Ф. Захаров

Москва, 2002

Нахождение серы в природе.

Физические свойства серы.

Химические свойства серы и ее соединений.

1) Свойства простого вещества.

Свойства оксидов:

оксид серы (IV);

оксид серы (VI).

Свойства кислот и их солей:

сернистая кислота и ее соли;

сероводород и сульфиды;

серная кислота и ее соли.

Использование серы в медицине.

Общая характеристика подгруппы кислорода

В подгруппу кислорода входят пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (полоний – радиоактивный элемент). Это p-элементыVI группы периодической системы Д.И. Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены, что означает «образующие руды».

Свойства элементов подгруппы кислорода

Свойства
Порядковый номер
Валентные электроны
Энергия ионизации атома, эВ
Относительная электроотрицательность
Степень окисления в соединениях
Радиус атома, нм

У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня – ns 2 np 4 . Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления –2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами – обычно +4 и +6. для кислорода, как и для фтора, не типична степень окисления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обычно –2 и в соединениях с фтором +2.

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле H 2 R (R – символ элемента): H 2 O , H 2 S , H 2 Se , H 2 Te . Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты (формулы те же). Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединенийH 2 R . Вода, диссоциирующая на ионыH + иОН - , является амфотерным электролитом.

Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RO 2 и RO 3 . Им соответствуют кислоты типаH 2 RO 3 иH 2 RO 4 . С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типаH 2 RO 3 также и восстановительные.

Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур – неметаллы, но последний обладает металлическим блеском и проводит электрический ток.

Нахождение серы в природе

Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (остров Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Куйбышевской области (Поволжье), в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.

Сера часто встречается в виде соединений с другими элементами. Важнейшими ее природными соединениями являются сульфиды металлов: FeS 2 – железный колчедан, или пирит;HgS – киноварь и др., а также соли серной кислоты (кристаллогидраты):CaSO 4 ּ 2 H 2 O – гипс,Na 2 SO 4 ּ 10 H 2 O – глауберова соль,MgSO 4 ּ 7 H 2 O – горькая соль и др.

Физические свойства серы

Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов: ,
,
,
.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой желтый порошок, плохо растворимый в воде, но хорошо растворимый в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. При кристаллизации из хлороформаCHCl 3 или из сероуглеродаCS 2 она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. Ромбическая сера состоит из циклических молекулS 8 , имеющих форму короны. При 113 0 Cона плавится, превращаясь в желтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются длинные полимерные цепочки. А если нагреть серу до 444,6 0 С, она закипает. Выливая кипящую серу тонкой струйкой в холодную воду, можно получитьпластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются темно-желтые игольчатые кристаллымоноклинной серы. (t пл =119 0 C). Подобно ромбической сере, эта модификация состоит из молекулS 8 . При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.

Химические свойства серы и ее соединений

Свойства простого вещества.

Атом серы, имея незавершенный внешний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления –2. Такую степень окисления сера проявляет в соединениях с металлами и водородом (например, Na 2 S иH 2 S ). При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6.

Сера легко образует соединения со многими элементами. При сгорании ее на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV)SO 2 и частично оксид серы (VI)SO 3 :

S + O 2 = SO 3

2S + 3O 2 = 2SO 3

Это наиболее важные оксиды серы.

При нагревании сера непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме йода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота, платины и иридия. Например:

S + H 2 = H 2 S

3S + 2P = P 2 S 3

S + Cl 2 = SCl 2

2S + C = CS 2

S + Fe = FeS

Как следует из примеров, в реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами, как например, с кислородом, хлором, - восстановителем.

Свойства оксидов

Оксид серы (IV )

Сернистый газ SO 2 – бесцветный газ с удушливым резким запахом. При растворении его в воде (при 0 0 С 1 объем воды растворяет более 70 объемовSO 2 ) образуется сернистая кислотаH 2 SO 3 , которая известна только в растворах.

В лабораторных условиях для получения SO 2 действуют на твердый сульфит натрия концентрированной серной кислотой:

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + SO 2 + H 2 O

В промышленности SO 2 получают при обжиге сульфидных руд, например пирита:

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

или при сжигании серы. Сернистый газ является полупродуктом в производстве серной кислоты. Его используют также (вместе с гидросульфитами натрия NaHSO 3 и кальцияCa(HSO 3) 2) для выделения целлюлозы из древесины. Этим газом окуривают деревья и кустарники, чтобы уничтожать вредителей сельского хозяйства.

Химические реакции, характерные для SO 2 , можно разделить на 3 группы:

Реакции, протекающие без изменения степени окисления, например:

SO 2 + Ca(OH) 2 = CaSO 3  + H 2 O

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

Реакции, протекающие с понижением степени окисления серы, например:

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O

Таким образом, SO 2 может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Оксид серы (VI )

Серный ангидрид SO 3 при комнатной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость (t кип =44,8 0 С,t пл =16,8 0 С), которая со временем переходит в асбестовидную модификацию, состоящую из блестящих шелковистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаянном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцветную жидкость – олеум (от лат.oleum– «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как растворSO 3 вH 2 SO 4 , на самом деле он представляет собой смесь различных пиросерных кислот:H 2 S 2 O 7 ,H 2 S 3 O 10 и т.д. С водойSO 3 взаимодействует очень энергично: при этом выделяется так много теплоты, что образующиеся мельчайшие капельки серной кислоты создают туман. Работать с этим веществом нужно крайне осторожно.

Оксид серы (VI) получают окислениемSO 2 кислородом только в присутствии катализатора:

2SO 2 + O 2  2SO 3 + Q.

Необходимость использования катализатора в этой обратимой реакции обусловлена тем, что хороший выход SO 3 (т.е. смещение равновесия вправо) можно получить только при понижении температуры, однако при низких температурах очень сильно падает скорость протекания реакции.

Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Свойства кислот и их солей

Сернистая кислота и ее соли

Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде (в 1 объеме воды при 20 0 С растворяется 40 объемов SО 2). При этом образуется существующая только в водном растворе сернистая кислота:

SO 2 + Н 2 О = Н 2 SO 3

Реакция соединения SO 2 с водой обратимая. В водном растворе оксид серы (IV) и сернистая кислота находятся в химическом равновесии, которое можно смещать. При связыванииН 2 SO 3 щелочью (нейтрализация кислоты) реакция протекает в сторону образования сернистой кислоты; при удаленииSO 2 (продувание через раствор азотаили нагревание) реакция протекает в сторону исходных веществ. В растворе сернистой кислоты всегда имеется оксид серы (IV), который придает ему резкий запах.

Сернистая кислота обладает всеми свойствами кислот. В растворе Н 2 S O 3 диссоциирует ступенчато:

Н 2 S О 3  H + + HSO 4 –

HSO 3 -  H + + SO 3 2-

Как двухосновная кислота она образует два ряда солей - сульфиты и гидросульфиты. Сульфиты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью:

Н 2 SO 3 + 2 N аОН = N а HS О 4 + 2Н 2 О

Гидросульфиты получаются при недостатке щелочи (по сравнению с количеством, необходимым для полной нейтрализации кислоты):

Н 2 SO 3 + N аОН = NаНS O 3 + Н 2 О

Как и оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли являются сильны­ми восстановителями. При этом степень окисления серы возрастает. Так, Н 2 S О 3 легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха:

2Н 2 SO 3 + O 2 = 2Н 2 SO 4

Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда со­держат серную кислоту.

Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и перманганатом калия:

Н 2 S О 3 + В r 2 + Н 2 О = Н 2 SO 4 + 2НВr

5Н 2 S 0 3 + 2Км n О 4 = 2Н 2 SO 4 + 2М nSO 4 + К 2 S О 4 + 2Н 2 О

Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие краси­тели, образуя сними бесцветные соединения. Последние могут снова разлагаться при нагреванииили на свету, в результате чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее действиеSO 2 иН 2 SO 4 отличается от белящего действия хлора. Обычно оксидом серы (IV) белят шерсть, шелк и солому (хлорной водой эти материалы разруша­ются).

Важное применение находит раствор гидросульфита кальция Ca (HSO 3 ) 2 (сульфитный щелок), которым обрабатывают волокна древесины и бумажную массу.

Сероводород и сульфиды

Сероводород Н 2 S - бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Он хоро­шо растворим в воде (при 20 °C в 1 объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода).Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой (она обнаруживает свойства слабой кислоты).

Сероводород - очень ядовитый газ, поражаю­щий нервную систему. Поэтому работать с ним надо в вытяжных шка­фах или с герметически закрывающимися приборами. Допустимое содержание Н 2 Sв производственных помещениях составляет 0,01 мг в 1 л воздуха.

Сероводород встречается в природе в вул­канических газах и в водах некоторых минеральных источников, на­пример Пятигорска; Мацесты. Он образуется при гниении серосодержащих органических веществ различных растительных и животных остатков. Этим объясняется характерный неприятный запах сточных вод, выгребных ям и свалок мусора.

Сероводород может быть получен непосредственным соединением серы с водородом при нагревании:

S + Н 2 = H 2 S

Но обычно его получают действием разбавленной соляной или серной кислоты на сульфид железа (II):

2НСl + FеS = F еС l 2 + Н 2 S 

Эту реакцию часто проводят в аппарате Киппа.

Н 2 S- менее прочное соединение, чем вода. Это обусловлено большим размером атома серы по сравнению с атомом кислорода. Поэтому связь Н-0 короче и прочнее связи Н-S. При сильном нагревании сероводород почти полностью разлагается на серу и водород:

Н 2 S = S + Н 2

Газообразный Н 2 Sгорит на воздухе голубым пламенем с образованием оксида серы (IV) и воды:

2Н 2 S + 3 O 2 = 2 SO 2 + 2Н 2 О

При недостатке кислорода образуются сера и вода:

2Н 2 S + O 2 = 2 S + 2Н 2 О

Этой реакцией пользуются для получения серы из сероводорода в промышленном масштабе.

Сероводород - довольно сильный восстановитель. Это его важное химическое свойство можно объяснить так. В растворе Н 2 S сравнитель­но легко отдает электроны молекулам кислорода воздуха:

Н 2 S - 2 е - = S + 2H + 2

O 2 + 4 е - = 2O 2- 1

В этом случае Н 2 Sокисляется кислородом воздуха до серы, которая делает сероводородную воду мутной. Суммарное уравнение реакции:

2 Н 2 S + O 2 = 2S + 2 Н 2 O

Этим объясняется и тот факт, что сероводород не накапливается в очень больших количествах в природе при гниении органических веществ - кислород воздуха окисляет его в свободную серу.

Энергично реагирует сероводород с растворами галогенов. Напри­мер:

Н 2 S + I 2 = 2HI + S

Происходит выделение серы и обесцвечивание раствора йода.

Сероводородная кислота как двухосновная образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды). Например, Nа 2 S - сульфид натрия,NаН S - гидросульфид натрия. Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде. Сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также растворимы в воде, а остальных металлов практически нерастворимы или мало растворимы; некоторые из них не растворяются и в разбавленных кислотах. Поэтому такие сульфиды можно легко получить, пропуская сероводород через соли соответствующего металла, например:

С uSO 4 + Н 2 S = CuS + H 2 SO 4

Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: CuS иР bS - черную,С dS - желтую,ZnS - белую,MnS - розовую,SnS - коричне­вую,Sb 2 S 3 - оранжевую и т. д. На различной растворимости сульфи­дов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

Серная кислота и ее соли

Серная кислота - тяжелая бесцветная масля­нистая жидкость. Крайне гигроскопична. Поглощает влагу с выделе­нием большого количества теплоты, поэтому нельзя воду приливать к концентрированной кислоте - произойдет разбрызгивание кислоты. Для разбавления надо серную кислоту приливать небольшими количествами к воде.

Безводная серная кислота растворяет до 70% оксида серы (VI). При обычной температуре она не летуча и не имеет запаха. При нагре­вании отщепляет SO 3 до тех пор, пока не образуется раствор, содержа­щий 98,3%Н 2 SO 4 . БезводнаяH 2 SO 4 почти не проводит электрический ток.

Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества - сахар, бумагу, дерево, волокна и т. д. отнимая от них элементы воды. При этом образуются гидраты серной кислоты. Обугливание сахара можно выразить уравнением

С 12 Н 22 О 11 + n Н 2 SO 4 = 12С + Н 2 SO 4 ּ n Н 2 О

Образовавшийся уголь частично вступает во взаимодействие с кисло­той:

С + 2Н 2 SO 4 = СО 2 + 2 SO 2 + 2Н 2 О

Поэтому кислота, которая идет в продажу, имеет бурый цвет от слу­чайно попавших и обуглившихся в ней пыли и органических веществ.

На поглощении (отнятии) воды серной кислотой основана осушка газов.

Как сильная нелетучая кислота Н 2 SO 4 вытесняет другие кислоты из сухих солей. Например:

NаNОз + Н 2 SO 4 = NаН SO 4 + Н NO 3

Однако если Н 2 S О 4 добавляется к растворам солей, то вытеснения кислот не происходит.

Очень важное химическое свойство серной кислоты - отношение ее к металлам. Разбавленная и концентрированная серная кислота реаги­рует с ними различно. Разбавленная серная кислота окисляет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, за счет ионовH + , например:

Zn + H 2 SO 4 ( разб ) = ZnSO 4 + H 2

Концентрированная серная кислота при обычной температуре со многими металлами не реагирует. Поэтому безводную серную кислоту можно хранить в железной таре и перевозить в сталь­ных цистернах. Однако при нагревании концентрированнаяН 2 SO 4 взаимодействует почти со всеми металлами (кромеР t , А u и некоторых других), а так же с неметаллами. При этом она выступает как окислитель, сама восстанавлива­ется обычно доSO 2 . Водород в этом случае не выделяется, а образует­ся вода. Например:

С u + 2 Н 2 SO 4 = С uSO 4 + SO 2  + 2 Н 2 O

2Ag + 2H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2  + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 + = CO 2  + 2SO 2  + 2H 2 O

2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 

Серная кислота обладает всеми свойствами кислот.

Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние, называемые сульфатами, и кислые, называемые гид­росульфатами. Сульфаты образуются при полной нейтрализа­ции кислоты щелочью (на 1 моль кислоты приходится 2 моля щелочи), а гидросульфаты - при недостатке щелочи (на 1 моль кислоты - 1 моль щелочи):

Н 2 SO 4 + 2 N а OH = Nа 2 SO 4 + 2Н 2 О

Н 2 SO 4 + NaOH = N а HSO 4 + Н 2 О

Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значе­ние.

Большинство солей серной кислоты растворимо в воде. Соли Са SO 4 иР bSO 4 мало растворимы в воде, аВа SO 4 практически нерастворима как в воде, так и в кислотах. Это свойство позволяет использовать любую растворимую соль бария, напримерВаС l 2 , как реагент на серную кислоту и ее соли (точнее, на ионSO 4 2- ):

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2HCl

NaSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2NaCl

При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах осадок сульфата бария.

Серная кислота является важнейшим продуктом основной химической промышленности, занимающейся производством неорганических кислот, щелочей, солей, минеральных удобрений и хлора.

По разнообразию применения серная кислота занимает первое место среди кислот. Наибольшее количество ее расходуется для полу­чения фосфорных и азотных удобрений. Будучи нелетучей кислотой, серная кислота используется для получения других кислот - соляной, плавиковой, фосфорной, уксусной и т. д. Много ее идет для очистки нефтепродуктов - бензина, керосина и смазочных масел - от вредных примесей. В машиностроении серной кислотой очищают поверхность металла от оксидов перед покрытием (никелированием, хромированием и др.). Серная кислота применяется в производстве взрывчатых ве­ществ, искусственного волокна, красителей, пластмасс и многих дру­гих. Ее употребляют для заливки аккумуляторов. В сельском хозяйст­ве она используется для борьбы с сорняками (гербицид).

Этим определяется значение серной кислоты в нашем народном хозяйстве.

Использование серы в медицине

Сера очищенная (Sulfurdepuratum) – мелкий порошок лимонно-желтого цвета – используется при энтеробиозе в качестве противоглистного средства. Она является также легким слабительным средством, входит в состав сложного порошка солодкового корня. Стерильный 1-2% раствор серы очищенной в персиковом масле (сульфозин) иногда применяют для пирогенной терапии при сифилисе.

Кроме того, соединения серы, как органические, так и неорганические, находят широкое применение в медицине. Атомы серы входят в состав множества препаратов самого различного действия. Поскольку охватить вниманием их все не представляется возможным, ограничимся несколькими примерами.

Сернистая кислота - это неорганическая двухосновная неустойчивая кислота средней силы. Непрочное соединение, известна только в водных растворах при концентрации не более шести процентов. При попытках выделить чистую сернистую кислоту она распадается на оксид серы (SO2) и воду (H2O). Например, при воздействии серной кислоты (H2SO4) в концентрированном виде на сульфит натрия (Na2SO3) вместо сернистой кислоты выделяется оксид серы (SO2). Вот так выглядит данная реакция:

Na2SO3 (сульфит натрия) + H2SO4 (серная кислота) = Na2SO4 (сульфат натрия) + SO2 (серы диоксид) + H2O (вода)

Раствор сернистой кислоты

При его хранении необходимо исключить доступ воздуха. Иначе сернистая кислота, медленно поглощая кислород (O2), превратится в серную.

2H2SO3 (кислота сернистая) + O2 (кислород) = 2H2SO4 (кислота серная)

Растворы сернистой кислоты имеют довольно специфический запах (напоминает запах, остающийся после зажжения спички), наличие которого можно объяснить присутствием оксида серы (SO2), химически не связанного водой.

Химические свойства сернистой кислоты

1. H2SO3) может использоваться в качестве восстановителя или окислителя.

H2SO3 является хорошим восстановителем. С ее помощью можно из свободных галогенов получить галогеноводороды. Например:

H2SO3 (кислота сернистая) + Cl2 (хлор, газ) + H2O (вода) = H2SO4 (кислота серная) + 2HCl (соляная кислота)

Но при взаимодействии с сильными восстановителями данная кислота будет выполнять роль окислителя. Примером может послужить реакция сернистой кислоты с сероводородом:

H2SO3 (кислота сернистая) + 2H2S (сероводород) = 3S (сера) + 3H2O (вода)

2. Рассматриваемое нами химическое соединение образует два - сульфиты (средние) и гидросульфиты (кислые). Эти соли являются восстановителями, так же, как и (H2SO3) сернистая кислота. При их окислении образуются соли серной кислоты. При прокаливании сульфитов активных металлов образуются сульфаты и сульфиды. Это реакция самоокисления-самовосстановления. Например:

4Na2SO3 (сульфит натрия) = Na2S + 3Na2SO4 (сульфат натрия)

Сульфиты натрия и калия (Na2SO3 и K2SO3) применяются при крашении тканей в текстильной промышленности, при отбеливании металлов, а также в фотографии. Кальция гидросульфит (Ca(HSO3)2), существующий только в растворе, используется для переработки древесного материала в специальную сульфитную целлюлозу. Из нее потом делают бумагу.

Применение сернистой кислоты

Сернистая кислота используется:

Для обесцвечивания шерсти, шелка, древесной массы, бумаги и других аналогичных веществ, не выдерживающих отбеливания при помощи более сильных окислителей (например, хлора);

Как консервант и антисептик, например, для предотвращения ферментации зерна при получении крахмала или для предотвращения процесса брожения в бочках вина;

Для сохранения продуктов, например, при консервировании овощей и плодов;

В переработке в целлюлозу сульфитную, из которой потом получают бумагу. В этом случае используется раствор кальция гидросульфита (Ca(HSO3)2), который растворяет лигнин - особое вещество, связывающее волокна целлюлозы.

Сернистая кислота: получение

Данную кислоту можно получить посредством растворения сернистого газа (SO2) в воде (H2O). Вам понадобятся серная кислота в концентрированном виде (H2SO4), медь (Cu) и пробирка. Алгоритм действий:

1. Осторожно налейте в пробирку концентрированную сернистую кислоту и затем поместите туда кусочек меди. Нагрейте. Происходит следующая реакция:

Cu (медь) + 2H2SO4 (серная кислота) = CuSO4 (сульфат серы) + SO2 (сернистый газ) + H2O (вода)

2. Поток сернистого газа необходимо направить в пробирку с водой. При его растворении частично происходит с водой, в результате которой образуется сернистая кислота:

SO2 (сернистый газ) + H2O (вода) = H2SO3

Итак, пропуская сернистый газ через воду, можно получить сернистую кислоту. Стоит учесть, что данный газ оказывает раздражающее воздействие на оболочки дыхательных путей, может вызвать их воспаление, а также потерю аппетита. При длительном его вдыхании возможна потеря сознания. Обращаться с этим газом нужно с предельной осторожностью и внимательность.