Welke twee soorten zouten vormen zwaveligzuur? Rhombische zwavel

29.09.2019

Terug Vooruit

Aandacht! Diavoorbeelden zijn uitsluitend voor informatieve doeleinden en vertegenwoordigen mogelijk niet alle kenmerken van de presentatie. Als u geïnteresseerd bent in dit werk, download dan de volledige versie.

Opleiden:

Creëer voorwaarden voor de morele en esthetische opvoeding van studenten ten aanzien van de omgeving, het vermogen om in paren te werken tijdens zelfanalyse van controlesecties en tests.

Ontwikkelingsgericht:

het vermogen ontwikkelen om te werken in een sfeer van zoeken en creativiteit, om elke student de kans te geven succes te behalen; het vermogen om zelfbeoordeling te geven van activiteiten in de les;

Algemeen onderwijs:

Organiseer activiteiten voor studenten om te leren:

kennis

chemische eigenschappen

vaardigheden

chemische reacties

Lesvoortgang

I. Organisatorisch moment.

II. Nieuw materiaal leren:

1. Structuur:

SO 2 (zwaveldioxide, zwaveloxide (IV)), molecuulformule

Structuurformule

2. Fysische eigenschappen

Een kleurloos gas met een scherpe geur, giftig.
Zeer goed oplosbaar in water (40 V SO 2 lost op in 1 V H 2 O onder standaardomstandigheden)
Zwaarder dan lucht, giftig.

3. Ontvangstbewijs

1. In de industrie: roosteren van sulfiden.

FeS 2 + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2

a) Stel een elektronische balans (EBR) op.

2. In laboratoriumomstandigheden: interactie van sulfieten met sterke zuren:

Na 2 SO 3 + 2HCl → 2NaCl + SO 2 + H 2 O

3. Bij het oxideren van metalen met geconcentreerd zwavelzuur:

Cu + H 2 SO 4 (conc) → CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

b) Een elektronische balans (EB) samenstellen .

4. Chemische eigenschappen van SO 2

1. Interactie met water

Wanneer opgelost in water wordt een zwak en onstabiel zwavelig zuur H 2 SO 3 gevormd (bestaat alleen in een waterige oplossing).

DUS 2 + H 2 O ↔ H 2 DUS 3

2. Interactie met alkaliën:

Ba(OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓(bariumsulfiet) + H 2 O

Ba(OH) 2 + 2SO 2 (overmaat) → Ba(HSO 3) 2 (bariumhydrosulfiet)

3. Interactie met basische oxiden (zoutvorming):

SO2 + CaO = CaSO3

4. Oxidatiereacties, SO 2 – reductiemiddel:

SO 2 + O 2 → SO 3 (katalysator – V 2 O 5)

c) Een elektronische balans (EB) samenstellen

SO 2 + Br 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HBr

d) Een elektronische balans (EB) samenstellen

SO 2 + KMnO 4 + H 2 O → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 SO 4

e) Een elektronische balans (EB) samenstellen

5. Reductiereacties, SO 2 - oxidatiemiddel

SO 2 + C → S + CO 2 (bij verwarming)

f) Een elektronische balans (EB) samenstellen

SO 2 + H 2 S → S + H 2 O

g) Een elektronische balans (EB) samenstellen

5. Chemische eigenschappen van H 2 SO 3

1. Zwavelzuur dissocieert stapsgewijs:

H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 - (eerste stap, hydrosulfietanion wordt gevormd)

HSO 3 - ↔ H+ + SO 3 2- (tweede fase, sulfietanion wordt gevormd)

H 2 SO 3 vormt twee reeksen zouten:

Medium (sulfieten)

Zuur (hydrosulfieten)

2. Een oplossing van zwavelig zuur H 2 SO 3 heeft reducerende eigenschappen:

H 2 DUS 3 + I 2 + H 2 O = H 2 DUS 4 + Hl

h) Creëer een elektronische balans (EB)

III. Zelfbeheersing.

Voer transformaties uit volgens het schema:

S → H 2 S → SO 2 → Na 2 SO 3 → BaSO 3 → SO 2

Schrijf de vergelijkingen voor ionenuitwisselingsreacties in volledige en korte ionische vorm.

De antwoorden op de zelftest worden op het scherm weergegeven.

IV. Reflectie.

Beantwoord de vragen in de tabel “Vragen voor de leerling” (bijlage 1).

V. Huiswerk(gedifferentieerd)

Voltooi de rood gemarkeerde taken:

Vergelijkingen a, c, f, g – “3”

Vergelijkingen a – e – “4”

Vergelijkingen a – h – “5”

Bijlage 1

Vragen voor de leerling

Datum ________________________________ Les ______________________

Probeer precies te onthouden wat je in de les hebt gehoord en beantwoord de gestelde vragen:

Nee.	Vragen
1	Wat was het onderwerp van de les?
2	Wat was je doel tijdens de les?
3	Wat is de conclusie van de les?
4	Hoe gingen je klasgenoten te werk in de klas?
5	Hoe ging je te werk in de klas?
6	Denk je dat je het huiswerk dat je in de klas hebt gekregen aankunt?

Zwavelverbindingen (1U). Zwaveligzuur

In tetrahalogeniden SHal 4, oxohalogeniden SOI Ial 2 en dioxide S0 2, zwavelig zuur 1I 2 S0 3, vertoont zwavel een oxidatietoestand van +4. In al deze verbindingen, evenals in de overeenkomstige anionische complexen, heeft het zwavelatoom een ongedeeld elektronenpaar. Op basis van het aantal a-bindende en niet-bindende elektronen verandert de vorm van de moleculen van deze verbindingen van een vervormde tetraëder (SHal 4) naar een hoekige vorm (S0 9) via een trigonale piramidevorm (SOHal 2 en SO3) . S(IV)-verbindingen hebben zure eigenschappen, die zich manifesteren in reacties met water:

Zwaveloxide(1U) S0 2, of zwaveldioxide, wordt gevormd door het verbranden van zwavel in lucht of zuurstof, en door het calcineren van sulfiden, zoals pyriet:

Pyrietoxidatie ligt ten grondslag aan de industriële methode voor de productie van S0 2. Het S0 2-molecuul is op dezelfde manier opgebouwd als het Oe-molecuul en heeft de structuur van een gelijkbenige driehoek met een zwavelatoom in het hoekpunt. Lengte S-O-verbinding is 0,143 nm en de bindingshoek is 119,5°:

Het zwavelatoom bevindt zich in de 5/? 2-hybridisatie. De p-orbitaal is loodrecht op het vlak van het molecuul georiënteerd en is niet betrokken bij hybridisatie (Fig. 25.2). Hierdoor en andere soortgelijk georiënteerde p-orbitalen van zuurstofatomen wordt een n-binding met drie centra gevormd.

Rijst. 25.2.

Bij normale omstandigheden zwaveloxide (1U) is een kleurloos gas met een karakteristieke scherpe geur. Laten we goed oplossen in water. Waterige oplossingen hebben een zure reactie, omdat S0 2, in wisselwerking met water, zwavelig zuur H 2 S0 3 vormt. De reactie is omkeerbaar:

Kenmerkend voor S0 2 is de redoxdualiteit. Dit wordt verklaard door het feit dat in SO. ; zwavel heeft een oxidatietoestand van +4, en daarom kan het, door twee elektronen te doneren, worden geoxideerd tot S(VI), en door vier elektronen te ontvangen, worden gereduceerd tot S. De manifestatie van deze en andere eigenschappen hangt af van de aard van de reagerende component. Bij sterke oxidatiemiddelen gedraagt S02 zich dus als een typisch reductiemiddel. Halogenen worden bijvoorbeeld gereduceerd tot de overeenkomstige waterstofhalogeniden, en S(IV) wordt gewoonlijk omgezet in S(VI):

In aanwezigheid van sterke reductiemiddelen gedraagt S0 2 zich als een oxidatiemiddel:

Het wordt ook gekenmerkt door een disproportioneringsreactie:

SQ is een zuuroxide, gemakkelijk oplosbaar in water (1 volume H 2 0 lost 40 volumes S0 2 op). Een waterige oplossing van SOv is zuur en wordt zwaveligzuur genoemd. Meestal is het grootste deel van het in water opgeloste S0 2 in oplossing in de gehydrateerde vorm van S0 2 azH 2 0, en slechts een klein deel van S0 2 heeft volgens het schema een wisselwerking met water

Zwavelzuur vormt als tweebasisch zuur twee soorten zouten: medium - sulfieten (Na 2 S0 3) en zuur - hydrosulfieten (NaHS0 3). H 2 S0 3 bestaat in twee tautomere vormen (Fig. 25.3).

Rijst. 25.3.Structuur van tautomere vormen van H 2 S0 3

Omdat zwavel in zwavelig zuur een oxidatietoestand van +4 heeft, vertoont het, net als S0 2, de eigenschappen van zowel een oxidatiemiddel als een reductiemiddel, zoals reeds vermeld, daarom dupliceert zwavelzuur in oxidatie-reductiereacties de eigenschappen van S0 volledig. 9.

Zouten H 2 S0 3 (sulfieten) hebben de eigenschappen van zowel oxidatie- als reductiemiddelen. Het SO 2 -ion wordt dus gemakkelijk omgezet in het SO 2 -ion en is sterk herstellende eigenschappen Daarom worden sulfieten in oplossingen geleidelijk geoxideerd door moleculaire zuurstof en veranderen ze in zwavelzuurzouten:

In aanwezigheid van sterke reductiemiddelen gedragen sulfieten zich als oxidatiemiddelen. Bij sterke verhitting ontleden de sulfieten van de meest actieve metalen bij 600°C en vormen de zouten H 2 SO^ en H 2 S, d.w.z. er ontstaat disproportie:

Van de zouten van zwavelig zuur worden alleen zouten van de 5-elementen van groep I opgelost, evenals hydrosulfieten van het Me 2+ (HS0 3) 2-type.

Omdat H 2 S0 3 een zwak zuur is, komt er S0 2 vrij wanneer zuren inwerken op sulfieten en hydrosulfieten, wat meestal wordt gebruikt om S0 2 in het laboratorium te verkrijgen:

In water oplosbare sulfieten ondergaan gemakkelijk hydrolyse, waardoor de concentratie OH-ionen in de oplossing toeneemt:

Wanneer S0 2 door waterige oplossingen van hydrosulfieten wordt geleid, worden pyrosulfieten gevormd:

Als een oplossing van Na 2 S0 3 wordt gekookt met zwavelpoeder, wordt natriumthiosulfaat gevormd. In thiosulfaten bevinden zwavelatomen zich in twee verschillende oxidatietoestanden: +6 en -2:

Het resulterende thiosulfaation komt overeen met het zuur H 2 S 2 0 3, thiozwavelzuur genoemd. Het vrije zuur is onder normale omstandigheden onstabiel en ontleedt gemakkelijk:

De eigenschappen van thiosulfaten zijn te danken aan de aanwezigheid van en daarin, en

de aanwezigheid van S bepaalt de reducerende eigenschappen van het S 2 0 3 _ ion:

Zwakkere oxidatiemiddelen oxideren natriumthiosulfaat tot tetrathionzuurzouten. Een voorbeeld is de interactie met jodium:

Deze reactie wordt veel gebruikt in de analytische chemie, omdat het de basis vormt van een van de belangrijkste methoden voor volumetrische analyse, genaamd jodometrie.

Alkalimetaalthiosulfaat wordt op grote schaal industrieel geproduceerd. Onder hen is natriumthiosulfaat Na 2 S 2 0 3 de belangrijkste, dat in de geneeskunde wordt gebruikt als tegengif voor vergiftiging met halogenen en cyaniden. De werking van dit medicijn is gebaseerd op zijn eigenschap om zwavel vrij te geven, dat bijvoorbeeld met cyanide-ionen CN het minder giftige thiocyanaat-ion SCN vormt:

Het medicijn kan ook worden gebruikt voor vergiftiging met verbindingen As, Pb, Hg, omdat niet-giftige sulfiden worden gevormd. Na 2 S 2 0 3 wordt gebruikt voor allergische aandoeningen, artritis, neuralgie. Een karakteristieke reactie voor Na 2 S 2 0 3 is de interactie met AgN0 3: er ontstaat een neerslag wit Ag. ; S.; 0 3, dat na verloop van tijd onder invloed van licht en vocht zwart wordt door het vrijkomen van Ag 2 S:

Deze reacties worden gebruikt voor de kwalitatieve detectie van thiosulfaationen.

Thionylchloride SOCl 2 wordt verkregen door S0 2 te laten reageren met PC1 5:

Het SOCl 2-molecuul heeft een piramidale structuur (Fig. 25.4). Bindingen met zwavel worden gevormd als gevolg van een reeks orbitalen, die bij benadering kunnen worden beschouwd als $/? 3-hybride. Eén ervan wordt bezet door een eenzaam elektronenpaar, dus SOCl 2 kan de eigenschappen van een zwakke Lewis-base vertonen.

Rijst. 25.4.

S()C1 2 - kleurloze, rokende vloeistof met een scherpe geur, hydrolyseert in aanwezigheid van sporen van vocht:

Vluchtige verbindingen die tijdens de reactie worden gevormd, worden gemakkelijk verwijderd. Daarom wordt SOCl 2 vaak gebruikt om watervrije chloriden te verkrijgen:

SOCl2 wordt veel gebruikt als chloreringsmiddel bij organische syntheses.

Zwavelzuur is een anorganisch dibasisch onstabiel zuur gemiddelde sterkte. Een onstabiele verbinding, alleen bekend in waterige oplossingen in een concentratie van niet meer dan zes procent. Wanneer wordt geprobeerd zuiver zwavelzuur te isoleren, valt het uiteen in zwaveloxide (SO2) en water (H2O). Wanneer geconcentreerd zwavelzuur (H2SO4) bijvoorbeeld reageert met natriumsulfiet (Na2SO3), komt er in plaats van zwavelzuur zwaveloxide (SO2) vrij. Zo ziet de reactie eruit:

Na2SO3 (natriumsulfiet) + H2SO4 (zwavelzuur) = Na2SO4 (natriumsulfaat) + SO2 (zwaveldioxide) + H2O (water)

Zwavelzuuroplossing

Bij opslag is het noodzakelijk om de toegang tot lucht uit te sluiten. Anders zal zwavelzuur, dat langzaam zuurstof (O2) absorbeert, veranderen in zwavelzuur.

2H2SO3 (zwavelzuur) + O2 (zuurstof) = 2H2SO4 (zwavelzuur)

Oplossingen van zwavelzuur hebben een vrij specifieke geur (die doet denken aan de geur die overblijft na het aansteken van een lucifer), waarvan de aanwezigheid kan worden verklaard door de aanwezigheid van zwaveloxide (SO2), dat niet chemisch is water gebonden.

Chemische eigenschappen van zwavelig zuur

1. H2SO3) kan worden gebruikt als reductiemiddel of oxidatiemiddel.

H2SO3 is een goed reductiemiddel. Met zijn hulp is het mogelijk om waterstofhalogeniden te verkrijgen uit vrije halogenen. Bijvoorbeeld:

H2SO3 (zwavelzuur) + Cl2 (chloor, gas) + H2O (water) = H2SO4 (zwavelzuur) + 2HCl ( zoutzuur)

Maar bij interactie met sterke reductiemiddelen zal dit zuur als oxidatiemiddel werken. Een voorbeeld is de reactie van zwavelig zuur met waterstofsulfide:

H2SO3 (zwavelzuur) + 2H2S (waterstofsulfide) = 3S (zwavel) + 3H2O (water)

2. Waar we over nadenken chemische verbinding vormt twee - sulfieten (medium) en hydrosulfieten (zuur). Deze zouten zijn reductiemiddelen, net als (H2SO3)zwavelzuur. Wanneer ze worden geoxideerd, worden zouten van zwavelzuur gevormd. Wanneer sulfieten van actieve metalen worden gecalcineerd, worden sulfaten en sulfiden gevormd. Dit is een zelfoxidatie-zelfherstellende reactie. Bijvoorbeeld:

4Na2SO3 (natriumsulfiet) = Na2S + 3Na2SO4 (natriumsulfaat)

Natrium- en kaliumsulfieten (Na2SO3 en K2SO3) worden gebruikt bij het verven van stoffen in de textielindustrie, bij het bleken van metalen en in de fotografie. Voor de verwerking wordt calciumhydrosulfiet (Ca(HSO3)2), dat alleen in oplossing bestaat, gebruikt hout materiaal tot speciale sulfietpulp. Vervolgens wordt het gebruikt om papier van te maken.

Toepassing van zwavelig zuur

Zwavelzuur wordt gebruikt:

Voor het bleken van wol, zijde, houtpulp, papier en andere soortgelijke stoffen die niet bestand zijn tegen bleken met sterkere oxidatiemiddelen (bijvoorbeeld chloor);

Als conserveermiddel en antisepticum, bijvoorbeeld om de gisting van graan bij de productie van zetmeel te voorkomen of om het gistingsproces in wijnvaten te voorkomen;

Om voedsel te conserveren, bijvoorbeeld bij het inmaken van groenten en fruit;

Verwerkt tot sulfietpulp, waaruit vervolgens papier wordt geproduceerd. In dit geval wordt een oplossing van calciumhydrosulfiet (Ca(HSO3)2) gebruikt, die lignine oplost, een speciale stof die cellulosevezels bindt.

Zwavelzuur: preparaat

Dit zuur kan worden geproduceerd door zwaveldioxide (SO2) op te lossen in water (H2O). Je hebt geconcentreerd zwavelzuur (H2SO4), koper (Cu) en een reageerbuis nodig. Algoritme van acties:

1. Giet geconcentreerd zwavelzuur voorzichtig in een reageerbuisje en plaats er vervolgens een stukje koper in. Opwarmen. Gebeurt volgende reactie:

Cu (koper) + 2H2SO4 (zwavelzuur) = CuSO4 (zwavelsulfaat) + SO2 (zwaveldioxide) + H2O (water)

2. De stroom zwaveldioxide moet in een reageerbuis met water worden geleid. Wanneer het oplost, gebeurt het gedeeltelijk met water, wat resulteert in de vorming van zwavelig zuur:

SO2 (zwaveldioxide) + H2O (water) = H2SO3

Door zwaveldioxide door water te laten stromen, kun je dus zwavelzuur verkrijgen. Het is de moeite waard om te overwegen dat dit gas een irriterend effect heeft op de membranen van de luchtwegen, ontstekingen kan veroorzaken en verlies van eetlust kan veroorzaken. Als u het langdurig inademt, kan dit bewustzijnsverlies veroorzaken. Met dit gas moet uiterst voorzichtig en zorgvuldig worden omgegaan.

H2SO3, zwak dibasisch zuur. Het wordt niet in vrije vorm geïsoleerd; het bestaat in waterige oplossingen. Zouten van zwaveligzuursulfieten... Groot Encyclopedisch woordenboek

ZWAVELZUUR- (H2SO3) zwak dibasisch zuur. Bestaat alleen in waterige oplossingen. Zouten S. tot. Gebruikt in de pulp-, papier- en voedingsmiddelenindustrie. Zie ook Zuren en anhydriden... Russische encyclopedie van arbeidsbescherming

zwaveligzuur- - [A.S.Goudberg. Engels-Russisch energiewoordenboek. 2006] Energieonderwerpen in het algemeen EN zwavelzuur ... Handleiding voor technische vertalers

H2SO3, zwak dibasisch zuur. Het wordt niet in vrije vorm geïsoleerd; het bestaat in waterige oplossingen. Zwavelzuurzouten sulfieten. * * * ZWAVELZUUR ZWAVELZUUR, H2SO3, een zwak dibasisch zuur. Niet gemarkeerd in vrije vorm,... ... Encyclopedisch woordenboek

zwaveligzuur- sulfito rūgštis statusas T sritis chemija formulė H₂SO₃ atitikmenys: angl. zwavelzuur rus. zwavelzuur ryšiai: sinonimas – vandenilio trioksosulfatas (2–) … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

H2SO3, een zwak tweebasisch zuur dat overeenkomt met de oxidatietoestand van zwavel +4. Alleen bekend in verdunde waterige oplossingen. Dissociatieconstanten: K1 = 1,6 10 2, K2 = 1,0 10 7 (18°C). Geeft twee reeksen zouten: normale sulfieten en zure... ... Grote Sovjet-encyclopedie

H2SO3, zwak dibasisch zuur. Het is niet geïsoleerd in vrije vorm, het bestaat in wateren. r ra. Zouten S. k. Natuurwetenschappen. Encyclopedisch woordenboek

Zie Ser... Encyclopedisch woordenboek F.A. Brockhaus en I.A. Efron

Bij redoxprocessen kan zwaveldioxide zowel een oxidatiemiddel als een reductiemiddel zijn, omdat het atoom in deze verbinding een tussenliggende oxidatietoestand van +4 heeft.

Hoe SO 2 reageert met sterkere reductiemiddelen, zoals:

DUS 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O

Hoe reageert het reductiemiddel SO 2 met sterkere oxidatiemiddelen, bijvoorbeeld in aanwezigheid van een katalysator, met etc.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl

Ontvangst

1) Zwaveldioxide ontstaat bij de verbranding van zwavel:

2) In de industrie wordt het verkregen door pyriet te roosteren:

3) In het laboratorium kan zwaveldioxide worden verkregen:

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

Sollicitatie

Zwaveldioxide wordt veel gebruikt in de textielindustrie voor het bleken diverse producten. Bovendien wordt het gebruikt in landbouw voor de vernietiging van schadelijke micro-organismen in kassen en kelders. Voor de productie van zwavelzuur worden grote hoeveelheden SO 2 gebruikt.

Zwaveloxide (VI) – DUS 3 (zwavelzuuranhydride)

Zwavelzuuranhydride SO 3 is een kleurloze vloeistof, die bij temperaturen onder de 17 o C verandert in een witte kristallijne massa. Neemt zeer goed vocht op (hygroscopisch).

Chemische eigenschappen

Zuur-base eigenschappen

Hoe typisch zuuroxide zwavelzuuranhydride reageert:

SO 3 + CaO = CaSO 4

c) met water:

DUS 3 + H2O = H2 DUS 4

Een bijzondere eigenschap van SO 3 is het vermogen om goed op te lossen in zwavelzuur. Een oplossing van SO 3 in zwavelzuur wordt oleum genoemd.

Vorming van oleum: H 2 SO 4 + N DUS 3 = H2 DUS 4 ∙ N DUS 3

Redox-eigenschappen

Zwaveloxide (VI) wordt gekenmerkt door sterke oxiderende eigenschappen (meestal gereduceerd tot SO 2):

3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O

Ontvangst en gebruik

Zwavelzuuranhydride wordt gevormd door de oxidatie van zwaveldioxide:

2SO2 + O2 = 2SO3

Zuiver zwavelzuuranhydride praktische betekenis heeft niet. Het wordt verkregen als tussenproduct bij de productie van zwavelzuur.

H2SO4

De vermelding van zwavelzuur werd voor het eerst gevonden onder Arabische en Europese alchemisten. Het werd verkregen door ijzersulfaat (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) in lucht te calcineren: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 of een mengsel met: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, en de vrijkomende zwavelzuuranhydridedampen condenseerden. Ze absorbeerden vocht en veranderden in oleum. Afhankelijk van de bereidingswijze werd H 2 SO 4 vitrioololie of zwavelolie genoemd. In 1595 stelde de alchemist Andreas Libavius de identiteit van beide stoffen vast.

Lange tijd werd vitrioololie niet veel gebruikt. De belangstelling ervoor nam na de 18e eeuw enorm toe. Het proces om indigokarmijn, een stabiele blauwe kleurstof, uit indigo te verkrijgen, werd ontdekt. De eerste fabriek voor de productie van zwavelzuur werd in 1736 nabij Londen opgericht. Het proces werd uitgevoerd in loden kamers, op de bodem waarvan water werd gegoten. Een gesmolten mengsel van salpeter en zwavel werd in het bovenste deel van de kamer verbrand, waarna er lucht in werd geleid. De procedure werd herhaald totdat zich op de bodem van de houder een zuur met de vereiste concentratie vormde.

In de 19e eeuw de methode werd verbeterd: in plaats van salpeter begonnen ze te gebruiken salpeterzuur(het geeft wanneer het wordt ontleed in de kamer). Om nitreuze gassen terug te voeren naar het systeem, werden speciale torens gebouwd, die de naam aan het hele proces gaven: het torenproces. Er bestaan nog steeds fabrieken die volgens de torenmethode werken.

Zwavelzuur– het is een zware olieachtige vloeistof, kleur- en geurloos, hygroscopisch; lost goed op in water. Wanneer geconcentreerd zwavelzuur in water wordt opgelost, komt er een grote hoeveelheid warmte vrij, dus het moet voorzichtig in het water worden gegoten (en niet andersom!) en de oplossing moet worden gemengd.

Een oplossing van zwavelzuur in water met een H 2 SO 4-gehalte van minder dan 70% wordt gewoonlijk verdund zwavelzuur genoemd, en een oplossing van meer dan 70% is geconcentreerd zwavelzuur.

Chemische eigenschappen

Zuur-base eigenschappen

Verdund zwavelzuur onthult alles karakteristieke eigenschappen sterke zuren. Ze reageert:

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

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Het proces van interactie van Ba 2+-ionen met SO 4 2+-sulfaationen leidt tot de vorming van een wit, onoplosbaar neerslag BaSO 4 . Dit kwalitatieve reactie op sulfaation.

Redox-eigenschappen

In verdund H 2 SO 4 zijn de oxidatiemiddelen H + ionen, en in geconcentreerd H 2 SO 4 zijn de oxidatiemiddelen SO 4 2+ sulfaationen. SO 4 2+ ionen zijn sterkere oxidatiemiddelen dan H + ionen (zie diagram).

IN verdund zwavelzuur metalen die zich in de elektrochemische spanningsreeks bevinden, worden opgelost naar waterstof. In dit geval worden metaalsulfaten gevormd en komt het volgende vrij:

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Metalen die zich na waterstof in de elektrochemische spanningsreeks bevinden, reageren niet met verdund zwavelzuur:

Cu + H2SO4 ≠

Geconcentreerd zwavelzuur is een sterk oxidatiemiddel, vooral bij verhitting. Het oxideert veel en sommige organische stoffen.

Wanneer geconcentreerd zwavelzuur interageert met metalen die zich na waterstof bevinden in de elektrochemische spanningsreeks (Cu, Ag, Hg), worden metaalsulfaten gevormd, evenals het reductieproduct van zwavelzuur - SO 2.

Reactie van zwavelzuur met zink

Met actievere metalen (Zn, Al, Mg) kan geconcentreerd zwavelzuur worden gereduceerd tot vrij zwavelzuur. Wanneer zwavelzuur bijvoorbeeld reageert met, afhankelijk van de concentratie van het zuur, kunnen zich tegelijkertijd verschillende reductieproducten van zwavelzuur vormen - SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H 2 SO 4 = 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

In de kou passiveert geconcentreerd zwavelzuur bijvoorbeeld sommige metalen en wordt het daarom in ijzeren tanks getransporteerd:

Fe + H2SO4 ≠

Geconcentreerd zwavelzuur oxideert sommige niet-metalen (, enz.) en reduceert tot zwaveloxide (IV) SO 2:

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O

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

Ontvangst en gebruik

In de industrie wordt zwavelzuur geproduceerd via de contactmethode. Het verkrijgingsproces verloopt in drie fasen:

SO 2 verkrijgen door pyriet te roosteren:

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

Oxidatie van SO 2 tot SO 3 in aanwezigheid van een katalysator – vanadium (V) oxide:

2SO2 + O2 = 2SO3

Oplossen van SO 3 in zwavelzuur:

H2SO4+ N DUS 3 = H2 DUS 4 ∙ N DUS 3

Het resulterende oleum wordt getransporteerd in ijzeren tanks. Zwavelzuur met de vereiste concentratie wordt uit oleum verkregen door het aan water toe te voegen. Dit kan worden uitgedrukt door het diagram:

H2SO4∙ N DUS 3 + H2O = H2 DUS 4

Zwavelzuur vondsten diverse toepassingen op diverse terreinen nationale economie. Het wordt gebruikt voor het drogen van gassen, bij de productie van andere zuren, voor de productie van meststoffen, verschillende kleurstoffen en medicijnen.

Zwavelzuurzouten

De meeste sulfaten zijn zeer goed oplosbaar in water (CaSO 4 is enigszins oplosbaar, PbSO 4 is nog minder oplosbaar en BaSO 4 is vrijwel onoplosbaar). Sommige sulfaten die kristallisatiewater bevatten, worden vitriolen genoemd:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O kopersulfaat

FeSO 4 ∙ 7H 2 O ijzersulfaat

Iedereen heeft zouten van zwavelzuur. Hun relatie met warmte is bijzonder.

Sulfaten van actieve metalen (,) ontleden zelfs bij 1000 o C niet, terwijl andere (Cu, Al, Fe) bij lichte verhitting ontleden in metaaloxide en SO 3:

CuSO4 = CuO + SO3