Підготовка до ЗНО з хімії

Сульфатна кислота вперше описана у XIV ст. в Іспанії.

У сульфатній кислоті H₂SO₄, атом Cульфуру виявляє максимальний ступінь окиснення +6. Просторова структура H₂SO₄ – тетраедрична молекула (кут OSO = 120 ⁰):

Старі назви сульфатної кислоти – сірчана кислота, купоросне масло.

Одержання.

У промисловості використовують контактний спосіб одержання сульфатної кислоти.

Раніше у промисловості використовували нітрозний спосіб:

SO₂ + NO₂ + H₂O = H₂SO₄ + NO,    NO + O₂ = NO₂.

Фізичні властивості.

Безводна сульфатна кислота – безбарвна масляниста рідина, при 10,3 ⁰С кристалізується. Густина – 1,84 г/см³. Добре розчинна у воді (за рахунок хімічної взаємодії).

Хімічні властивості.

1. Концентрована H₂SO₄ – сильний окисник. При нагріванні реагує з усіма металами з утворенням сульфатів і різних продуктів відновлення сульфуру (H₂S, S, SO₂). Водень при цьому не утворюється:

4Mg + 5H₂SO₄ = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O,

3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O,        Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂+ 2H₂O.

Гідроген сульфід та сірка утворюються у реакціях з активними металами, а SO₂ – з малоактивними.

Безводна сульфатна кислота не реагує із залізом внаслідок пасивації металу (утворюється FeSO₄, який не розчиняється у сульфатній кислоті і перешкоджає подальшій реакції). Цю властивість використовують для перевезення концентрованої сульфатної кислоти у залізній тарі. Концентрована сульфатна кислота пасивує також Al, Ni, Cr, Ti.

2. Концентрована сульфатна кислота окиснює багато неметалів, відновлюючись при цьому до SO₂:

S + 2H₂SO₄ = SO₂ + 2H₂O,               C + 2H₂SO₄ = CO₂ + SO₂ + 2H₂O

3. Окиснює броміди та йодиди до вільних галогенів:

8HI + H₂SO₄ =4I₂ + H₂S + 4H₂O,

2KBr + 2H₂SO₄ = Br₂ + SO₂ + K₂SO₄ + 2H₂O.

4. Взаємодія сульфатної кислоти з водою веде до утворення гідратів:

nH₂O + H₂SO₄ = nH₂O∙H₂SO₄.

Реакція супроводжується виділенням великої кількості теплоти. Для розбавлення сульфатної кислоти слід повільно приливати кислоту до води (а не навпаки), енергійно перемішуючи розчин для запобігання викидання кислоти з посудини.

5. Концентрована сульфатна кислота відбирає воду від органічних сполук:

C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂SO₄ = 12C + H₂SO₄∙11H₂O,

2C₂H₅OH + H₂SO₄ = (C₂H₅)₂O + H₂SO₄∙H₂O

6. Безводна сульфатна кислота практично не дисоціює і є слабкою кислотою.

7. У водному розчині сульфатна кислота – сильна двоосновна кислота, виявляє усі характерні властивості кислот.

Розбавлена H₂SO₄ реагує з багатьма металами (крім Cu, Ag, Au, Pt), оксидами, основами, солями з утворенням солей – сульфатів (середніх Na₂SO₄) та гідрогенсульфатів (кислих KHSO₄).

Сульфати добре розчинні у воді (крім CaSO₄, BaSO₄, SrSO₄, PbSO₄, Ag₂SO₄), виявляють типові властивості солей.

Реакція утворення нерозчинного у воді та у мінеральних кислотах BaSO₄ широко використовується для виявлення катіонів Ba²⁺ та аніонів SO₄^2– і є якісною на них.

Кристалогідрати сульфатів називають купоросами.

Сульфати термодинамічно стійкі, при нагріванні не розкладаються (крім FeSO₄):

2FeSO_4(тв.)  Fe₂O₃ + SO₃ + SO₂.

Застосування.

Сульфатну кислоту використовують у виробництві мінеральних добрив, волокон, пластмас, барвників, вибухових речовин, як осушувач газів.

Широко застосовують сульфати.

Глауберова сіль (Na₂SO₄∙10H₂O), мірабіліт (лат. sal mirabile – чудова сіль), яку вперше добув І. Глаубер у XVII ст., виявляє сильну послаблюючу дію.

Магній сульфат MgSO₄∙7H₂O використовують у медицині як антидот (протиотруту) при алкогольному сп’янінні під назвою “гірка сіль”.

Гіпс (CaSO₄∙2H₂O) використовують у будівництві, медицині. При прожарюванні гіпсу утворюється алебастр – важливий будівельний матеріал:

2CaSO₄∙4H₂O = 2CaSO₄∙H₂O + 3H₂O.

Мідний (CuSO₄∙5H₂O) і залізний (FeSO₄∙7H₂O) купороси використовують у сільському господарстві для боротьби з шкідниками.

Подвійні сульфати (галуни) – алюмокалієвий галун KAl(SO₄)₂∙12H₂O, залізоамонійний галун NH₄Fe(SO₄)₂∙12H₂O – використовують як дубильні речовини при обробці шкіри.