Глава 9. ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

§ 9.1. Общая характеристика подгруппы
кислорода

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

Таблица 9.1. Свойства элементов подгруппы кислорода

Свойства

О

S

Se

Те

Po

1. Порядковый номер

8

16

34

52

84

2. Валентные электроны

2λ22∕74

3⅛4

4s24p4

5.v25∕?

6.v26∕λ1

3. Энергия ионизации

13,62

10,36

9,75

9,01

8,43

Атома, эВ

4. Относительная элек­

3,50

2,6

2,48

2,01

1,76

Троотрицательность

5. Степень окисления

-1, -2,

-2, +2,

-2,

-2,

-2, +2

В соединениях

+2

+4, +б

+4, ÷6

+4,+6

6. Радиус атома, нм

0,066

0,104

0,117

0,137

0,164

У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энерге­тического уровня — Ns2Np^ (п. 2 табл. 9.1). 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 (п. 5 табл. 9.1). Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окисления, равная номеру группы. Он про­являет степень окисления обычно —2 и в соединении с фтором +2. Такие значения степеней окисления следуют из электрон­ного строения халькогенов:

I__________________ I

У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электро­на. Его электроны не могут разъединяться, поскольку отсутствует ^-подуровень на внешнем (втором) уровне, т. е. отсутствуют сво­бодные орбитали. Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления —2 и +2 (например, в llɔθ и OF2). Та­ковы же валентность и степени окисления у атома серы в невоз­бужденном состоянии. При переходе в возбужденное состояние (что имеет место при подводе энергии, например при нагревании) у атома серы сначала разъединяются Зр-, а затем 3s-электроны (показано стрелками). Число неспаренных электронов, а следо­вательно, и валентность в первом случае равны четырем (напри­мер, в SO2), а во втором — шести (например, в SO3). Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы — селе­ну, теллуру и полонию, а их степени окисления могут быть рав­ны -2, +2, +4 и +6.

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода от­вечают формуле H2R (R — символ элемента): H2O, H2S, H2Se, НгТе. Оки называются Халъководородамц. 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 соединений FhR. Вода, диссоции­рующая на ионы H+ и ОН~, является амфотерным электролитом.

Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соедине­ний с кислородом типа RO2 и RO3. Им соответствуют кислоты типа H2RO3 и H2RO4. C ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типа H2RO3 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 электри­чество.

§ 9.2. Кислород и его свойства

Нахождепие в природе. Кислород — самый распространенный на Земле элемент. Он составляет 47,2% от массы земной коры. Его содержание в воздухе составляет 20,95% по объему, или 23,15% по массе. Кислород входит в состав воды, горных пород, многих минералов и солей, содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы.

Получение. В Лабораторных условиях кислород получают либо электролизом водного раствора гидроксида натрия (электроды никелевые), либо разложением при нагревании бертолетовой соли (хлората калия) или перманганата калия. Разложение хло­рата калия значительно ускоряется в присутствии оксида марган­ца (IV) МпОг:

2KC103 = 2KCi + 302t

Очень чистый кислород получается при разложении перман­ганата калия:

2KM∏O⅛ =* K2MnO4 ÷ MnO2 + O2↑

В Промышленности кислород получают из жидкого воздуха, а также при получении водорода электролизом воды. Кислород хранят и перевозят в стальных баллонах под давлением до 15 МПа (мегапаскаль).

Физические свойства. Кислород — газ без цвета, вкуса и запа­ха, немного тяжелее воздуха. В воде мало растворим (в 1 л воды при 20 oC растворяется 31 мл кислорода). При температуре —183 eC и давлении 101,325 кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет, втягивается в магнит­ное поле. Природный кислород содержит три изотопа; *⅛O (99,76%), L7sO (0,04%) и ifθ (0,20%).

Химические свойства. Для завершения внешнего электронно­го уровня атому кислорода не хватает двух электронов. Энергич­но принимая их, кислород проявляет степень окисления —2. Од­нако в соединениях с фтором (OF2 и O2F2) общие электронные пары смещены к фтору, как к более электроотрицательному эле­менту. В этом случае степени окисления кислорода соответствен­но равны +2 и +1, а фтора —1.

Молекула кислорода состоит из двух атомов Ог. Химическая связь в ней — ковалентная неполярная.

Молекула озона состоит из трех атомов кислорода Оз — Озон — это аллотропная модификация элемента кислорода. Хотя кисло­род и озон образованы одним и тем же элементом, свойства их различны. Озон — газ с характерным запахом. Разрушает органи­ческие вещества, окисляет многие металлы, в том числе золото и платину. Он более сильный окислитель, чем кислород. Например, из раствора иодида калия он выделяет иод, в то время как с кис­лородом эта реакция не протекает:

2κl+ Оз + H2O = I2 + 2KOH + O2

2l—2e~≈ I2 1 -2

Оз + 2e~ = O2 + О 1

Озон производит белящее и дезинфицирующее действие.

Важнейшее химическое свойство кислорода — способность образовывать оксиды почти со всеми элементами (для первых трех благородных газов оксиды не получены). При этом с боль­шинством веществ кислород реагирует непосредственно, особен­но при нагревании. Например:

2Ca + O2 ≈ 2СаО (а)

Кислород не взаимодействует непосредственно с галогенами, золотом и платиной, их оксиды получаются косвенным путем.

Сложные вещества при определенных условиях также взаимо­действуют с кислородом. При этом образуются оксиды, а в неко­торых случаях — оксиды и простые вещества. Например:

(б)
<»>
2C2H2 + 5O2 = 4CO2 + 2H2O 4NH3 + 3O2 = 6H2O + 2N2

Кислород как окислитель. По величине относительной электро­отрицательности кислород является вторым элементом (х = 3,50, ем. табл. 2.2). Поэтому в химических реакциях как с простыми, так и со сложными веществами он является окислителем, так как принимает электроны. C другой стороны (как следует из реак­ций А, Б, в), кальций, углерод со степенью окисления —1 и азот со степенью окисления —3 отдают электроны, поэтому Ca, C2H2 И IN Нз являются восстановителями.

Горение, ржавление, гниение и дыхание протекают при учас­тии кислорода. Это окислительно-восстановительные процессы.

Интенсификация химических и металлургических процессов. Процессы окисления протекают интенсивнее в кислороде, чем на воздухе. Это подтверждают простые опыты: горение угля, серы, стальной проволоки в кислороде.

Для ускорения процессов окисления вместо обыкновенного воздуха применяют кислород или воздух, обогащенный кисло­родом. Кислород используется для интенсификации окислитель­ных процессов в химической промышленности (производство азотной и серной кислот, искусственного жидкого топлива, сма­зочных масел и других веществ).

Кислород — эффективное средство интенсификации метал­лургических процессов. При продувании в доменную печь возду­ха, обогащенного кислородом, значительно повышается темпе­ратура пламени, в результате чего ускоряется процесс плавки и увеличивается производительность печи. Еще больший эффект получается при полной или частичной замене воздуха кислоро­дом в сталеплавильном производстве — мартеновском и бессеме­ровском процессах: происходит не только интенсификация этих процессов, но и улучшение качества получаемых сталей. Успеш­но применяется обогащенный кислородом воздух (до 60% O2) в цветной металлургии (окисление сульфидных руд цинка, меди и других металлов).

Применение. Металлургическая промышленность расходует довольно много кислорода. Кислород применяется для полу­чения высоких температур. Температура кислородно-ацетиле­нового пламени достигает 3500 βC, кислородно-водород ног о — 3000 eC.

В медицине кислород применяется для облегчения дыхания больных (кислородные подушки и палатки). Он используется в кислородных приборах при выполнении работ в трудной для ды­хания атмосфере (подземные и подводные работы, высотные и космические полеты и др.).

§ 9.3. Сера и ее свойства

Нахождение 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 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: Fe S2 — железный колчедан, или пирит; ZnS — цин­ковая обманка; PbS — свинцовый блеск; HgS — киноварь и др., а также соли серной кислоты (кристаллогидраты): CaS О4 — 2Н? О — гипс, Na2SO4 ∙ IOH2O — глауберова соль, MgSO4 ∙ 7⅛O — горькая соль и др.

Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул. Органические соединения серы содержатся в нефти.

Физические свойства. Сера — твердое хрупкое вещество жел­того цвета, В воде практически нерастворима, но хорошо раство­ряется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворите­лях. Плохо проводит теплоту и электричество. Сера образует не­сколько аллотропных модификаций.

При 444,6β C сера кипит, образуя пары темно-бурого цвета. Если их быстро охладить, то получается тонкий порошок, со­стоящий из мельчайших кристаллов серы, называемый Серным цветом.

Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изото-

πnn. 32ς 33с 34с 36ς

ПОВ. 16□, J6O, 16□, 16э.

Химические свойства. 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, Na2S и H2S). При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6.

При обычных условиях молекула твердой серы Состоит из 8 атомов (Sg), замыкающихся в кольцо (при этом атомы серы в кольце не лежат в одной плоскости). При нагревании кольцо Sa разрывается. При высоких температурах существуют обрывки це­пей: S2 (>900 oC), S2 2S (свыше 1500 °C). В парах серы суще­ствует равновесие между молекулами Sg, S⅛, S4 и S2.

Строением молекулы серы объясняется многообразие ее фи­зических состояний. Так, образование пластической серы объяс­няется тем, что часть колец-молекул разрывается и возникшие цепочки соединяются друг с другом в длинные цепи. В результате получается высокомолекулярное соединение — полимер с кау­чукоподобной эластичностью (сравните с полимеризацией кау­чука — § 16.9).

Сера легко образует соединения со многими элементами. При сгорании ее на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV) SO2 и частично оксид серы (VI) SO3:

S + O2 = SQj и 2S + ЗО2= 2SO3

Это наиболее важные оксиды серы.

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

S+ H2= H2S; 3S + 2P = P2S3 S+ Cl2 = SCl2; 2S + C≈CS2

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.

Применение. Сера широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве. Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты. Используют серу для вулканизации каучука: каучук приобретает повышенную прочность и упругость. В виде серного цвета (тонкого порошка) сера применяется для борьбы с болезнями виноградника и хлопчатника. Она употреб­ляется для получения пороха, спичек, светящихся составов. В ме­дицине приготовляют серные мази для лечения кожных заболе­ваний.

§ 3.4. Сероводород и сульфиды

Сероводород H2S — бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Он хорошо растворим в воде (при 20 oC в 1 объеме воды растворяет­ся 2,5 объема сероводорода).

Нахождение в природе. 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.

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

S + H2 = H2S

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

2HC1 + FeS = FeCI2 + H2S ↑

Эту реакцию часто проводят в аппарате Киппа.

Физические свойства. Сероводород — очень ядовитый газ, по­ражающий нервную систему. Поэтому работать с ним надо в вы­тяжных шкафах или с герметически закрывающимися прибора­ми. Допустимое содержание H2S в производственных помещени­ях составляет 0,01 мг в 1 л воздуха.

Раствор сероводорода в воде называется Сероводородной водой Или Сероводородной кислотой (она обнаруживает свойства слабой кислоты).

Химические свойства. H2S — менее прочное соединение, чем вода. Это обусловлено большим размером атома серы по сравне­нию с атомом кислорода (см. п. 6 табл. 9.1). Поэтому связь H-O короче и прочнее связи H-S. При сильном нагревании серово­дород почти полностью разлагается на серу и водород:

H2S — S + H2

Газообразный H2S горит на воздухе голубым пламенем с образо­ванием оксида серы (IV) и воды;

2H2S + 3O2 ≈ 2SO2 + 2H2O При недостатке кислорода образуются сера и вода:

2H2S + O2 = 2S + 2 H2O

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 H2S сравнительно легко отдает электроны молекулам кислорода воздуха:

H2S — 2e- = S + 2H+

O2 + 4е~ = 20 1

В этом случае H2S окисляется кислородом воздуха до серы, ко­торая делает сероводородную воду мутной. Суммарное уравне­ние реакции:

2H2S + O2 = 2S∣ + 2H2O

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:

H2S + I2 = 2HI + S

Происходит выделение серы и обесцвечивание раствора иода. Слабая сероводородная кислота диссоциирует на ионы H+ и

HS-:

H2S ÷≈ H+ + HS-
HS — H+ + S2-

B ее растворе сульфид-ионы S2- содержатся в очень малых ко­личествах.

Сульфиды. Сероводородная кислота как двухосновная образу­ет два Ряда солей — средние (сульфиды) и кислые (гвдросульфи — ды). Например, Na2S — сульфид натрия, NaHS — гидросульфид натрия.

Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде. Суль­фиды щелочных и щелочно-земельных металлов также раствори­мы в воде, а остальных металле® 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:

CuSO⅛ + H2S = CuS∣ + H2SO4

Или

Cu2÷ ÷ H2S = CuS ∣ +2H+

Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: CuS и PbS — черную, CdS — желтую, ZnS — белую, MnS — розовую, SnS — коричневую, Sb2S3 — оранжевую и т. д. На различной рас­творимости сульфидов и различной окраске многих из них осно­ван качественный анализ катионов.

§ 9.5. Оксид серы (IV). Сернистая кислота

Оксид серы (IV). Оксид серы(IV), или сернистый газ, при обыч­ных условиях — бесцветный газ с резким, удушливым запахом. При охлаждении до —10 “С сжижается в бесцветную жидкость. В жидком виде его хранят в стальных баллонах.

В лаборатории оксид серы (IY) получают взаимодействием гид­росульфита натрия с серной кислотой:

2NaHSO3 + H2SO4 = Na2SO4 + 2SO2↑ + 2H2O
а также нагреванием меди с концентрированной серной кислотой:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑ ÷ 2H2O

Оксид серы (IV) образуется также при сжигании серы.

В промышленных условиях SO2 получают при обжиге пирита FeS2 или сернистых руд цветных металлов (цинковой обманки ZnS, свинцового блеска PbS и др.). Образующийся в этих услови­ях оксид серы (ΓV) SO2 употребляется главным образом для полу­чения оксида серы (VI) SO3 и серной кислоты (см, § 9.6). Струк­турная формула молекулы SO2:

Как видим, в образовании связей в молекуле SO2 принимают участие четыре электрона серы и четыре электрона от двух ато­мов кислорода. Взаимное отталкивание связывающих электрон­ных пар и неподеленной электронной пары атома серы придает молекуле угловую форму.

В присутствии катализатора при нагревании SO2 присоединя­ет кислород воздуха и образуется SO3:

÷4 ÷6

2SO2 + O2 2SO3

В этой реакции сера изменяет Степень окисления от +4 До +6, зна­чит, для SO2 характерны восстановительные свойства.

Оксид серы (IV) проявляет все свойства кислотных оксидов. Сернистая кислота. Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде

(в 1 объеме воды при 20 oC растворяется 40 объемов SO2). При этом образуется существующая только в водном растворе серни­стая кислота:

SO2 ÷ H2O ÷± H2SO3

Реакция соединения SO2 с водой обратимая. В водном раство­ре оксид серы (IV) и сернистая кислота находятся в химическом равновесии, которое можно смещать. При связывании H2SO3 ще­лочью (нейтрализация кислоты) реакция протекает в сторону об­разования сернистой кислоты; при удалении SO2 (продувание че­рез раствор азота или 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 H2SO3 диссоциирует ступенчато:

H2SO3 <=± H+ + HSO3 HSOi H+ + so^~

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

H2SO3 + 2NaOH = Na2SO3 + 2H2O

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

H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O

Как и оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли Являются Сильными восстановителями. При этом степень окисления серы возрастает. Так, H2SO3 легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха:

2H2SO3 + O2 = 2H2SO4

Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты все­гда содержат серную кислоту.

Еще легче протекает Окисление сернистой кислоты бромом и Перманганатом калия:

H2SO3 + Br2 + H2O = H2SO4 + 2HBr

+4 +6

S — Ie- = S Il

Br2 + 2e~ = 2Br^∣ 1

SH2SO3 + 2KMnO4 = 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

+4 +6

S-2e-=S 15

+7 +2

Mr + Se~ = Mn 2

Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие красители, образуя с ними бесцветные соединения. Последние могут снова разлагаться при нагревании или на свету, в результа­те чего окраска восстанавливаемся. Следоватально, белящее дей­ствие SO2 и H2SO3 отличается от белящего действия хлора. Обыч­но оксидом серы (IV) белят шерсть, шелк и солому (хлорной во­дой эти материалы разрушаются).

Оксид серы (IV) убивает многие микроорганизмы. Поэтому для уничтожения плесневых грибков им окуривают сырые подвалы, погреба, винные бочки и др. Используют также при перевозке и хранении фруктов и ягод. В больших количествах оксид серы (IV) используется для получения серной кислоты.

Важное применение находит раствор гидросульфита кальция Ca(HSO3)2 (сульфитный щелок), которым обрабатывают волокна древесины и бумажную массу.

*

§ 9.6. Оксид серы (VI). Серная кислота

Оксид серы (VI). Оксид серы (VI), или триоксид серы, — это бесцветная жидкость, затвердевающая при температуре ниже 17 eC в твердую кристаллическую массу. Он очень сильно поглощает влагу, образуя серную кислоту:

SO3 + H2O = H2SO4

Поэтому его хранят в запаянных колбах.

Оксид серы (VI) обладает всеми свойствами кислотных окси­дов. Получают его окислением SO2. Он является промежуточным продуктом в производстве серной кислоты.

Молекула SO3 имеет форму треугольника, в центре которого находится атом серы

ʌ

Такое строение обусловлено взаимным отталкиванием связыва­ющих электронных пар. На их образование атом серы предоста­вил все шесть внешних электронов.

Серная кислота. Наибольшее значение имеет Контактный спо­соб получения серной кислоты. По этому способу можно получить H2SOf любой концентрации, а также олеум, т. е. раствор SOj в H2SO4. Процесс состоит из трех стадий: 1) получение SO2, 2) окис­ление SO2 в SO3 и 3) получение H2SO4.

502 получают обжигом пирита FeS2 в специальных печах:

4FeS2 + IIO2= 2Fe2O3 + 8SO2

Для ускорения обжига пирит предварительно измельчают, а для более полного выгорания серы вводят значительно больше воздуха (кислорода), чем требуется для реакции. Газ, выходящий из печи обжига, состоит из оксида серы (IV), кислорода, азота, соединений мышьяка (из примесей в колчедане) и паров воды. Он называется Обжиговым газом.

Обжиговый газ подвергается тщательной очистке, так как со­держащиеся в нем даже ничтожные количества соединений мышь­яка, а также пыль и влага отравляют катализатор. От соединений мышьяка и от пыли газ очищают, пропуская его через специаль­ные электрофильтры и промывную башню; влага поглощается кон­центрированной серной кислотой в сушильной башне. Очищенный газ, содержащий кислород, нагревается в теплообменнике до 450 oC и поступает в контактный аппарат. Внутри контактного аппарата имеются решетчатые полки, заполненные катализатором.

Раньше в качестве катализатора использовали мелко раздроб­ленную металлическую платину. Впоследствии она была замене­на соединениями ванадия — оксидом ванадия (V) V2O5 или суль­фатом ванадила VOSO4, которые дешевле платины и медленнее отравляются.

Реакция окисления SO2 в SOs обратимая:

2SO2 + O2 τ± 2SO3

Увеличение количества кислорода в обжиговом газе повыша­ет выход оксида серы (VI): при температуре 450 oC он обычно до­стигает 95% и выше.

503 поглощается концентрированной серной кислотой — образуется олеум. Разбавляя олеум водой, можно получить кис­лоту необходимой концентрации. Следует отметить, что погло­щать оксид серы (VI) концентрированной H2SO4, а не водой це­лесообразнее, потому что он выходит из контактного аппарата мелко распыленный и с парами воды образует туман, состоящий из мелких капелек серной кислоты, который нелоглошается во­дой, При поглощении SO3 концентрированной серной кислотой туман не образуется.

Концентрированную серную кислоту перевозят по железной дороге в стальных цистернах.

§ 9.7. Свойства серной кислоты
и ее практическое значение

Физические свойства. 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 отщепляем SO3 до тех пор, пока не образуется раствор, содержащий 98,3% H2SO4. Безводная H2SO4 почти не проводит электрический ток.

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

Cj2H22On + ∕ιH2SO4 == 12C + λH2SO4- 1IH2O

Образовавшийся уголь частично вступает во взаимодействие с кислотой:

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H3O

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 HiSO4 вытесняет другие кис­лоты из сухих солей. Например:

NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3

Однако Если H2SO4 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 растворяет металлы, расположен­ные в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода. Однако на поверхности свинца образуется пленка PbSO4, кото­рая защищает его от дальнейшего взаимодействия с кислотой. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода, с разбавленной H2SO4 не реагируют.

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 концентрированная H2SO4 взаимодействует почти со всеми металлами (кроме Pt, Au и некоторых других). При этом она выступает как окислитель, сама восстанавливается обычно до SO2∙ Водород в этом случае не выделяется, а образуется вода. Например:

Cu + 2H2SO4 — CuSO4 + SO2 + 2НгО

Серная кислота обладает всеми свойствами кислот.

Значение серной кислоты. 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 многого другого. Ее употребляют для заливки аккумуляторов. В сельском хозяйстве она используется для борьбы с сорняками (гербицид).

Можно сказать, что серная кислота применяется почти во всех отраслях производства. «Едва найдется другое, искусственно до­бываемое, вещество, столь часто применяемое в технике, как сер­ная кислота, — писал Д. И. Менделеев в “Основах химии”. — Там, где техническая деятельность развита, там потребляется и много серной кислоты».

Этим определяется хозяйственное значение серной кислоты.

§>9.8. Соли серной кислоты

Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда со­лей: средние, называемые Сульфатами, и кислые, называемые Гид­росульфитами. Сульфаты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью (на один моль кислоты приходится два моля щелочи), а гидросульфаты — при недостатке щелочи (на один моль кислоты — один моль щелочи):

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O

Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значение.

Качественная реакция на сульфат-ион. Большинство солей сер­ной кислоты растворимо в воде. Соли CaSO4 и PbSO4 мало рас­творимы в воде, a BaSO4 практически нерастворима как в воде, так и в кислотах. Это свойство позволяет использовать Любую растворимую соль бария, например BaCl2, Как реагент на серную кислоту и ее соли (точнее, на ион SO4-):

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4∣ + 2НС1
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4∣ + 2NaCl

Или в ионной форме:

SOt+ Ba2+ = BaSO41

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

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *