OVR v článku je speciálně barevně zvýrazněno. Věnujte jim zvláštní pozornost. Tyto rovnice se mohou u zkoušky chytit.

Zředěná kyselina sírová se chová jako jiné kyseliny a skrývá své oxidační schopnosti:

A ještě jedna věc k zapamatování zředěná kyselina sírová: je nereaguje s olovem. Kousek olova vhozený do zředěné H2SO4 se pokryje vrstvou nerozpustného (viz tabulka rozpustnosti) síranu olovnatého a reakce se okamžitě zastaví.

Oxidační vlastnosti kyseliny sírové

- těžká olejovitá kapalina, netěkavá, bez chuti a zápachu

Díky síře v oxidačním stavu +6 (vyšším) získává kyselina sírová silné oxidační vlastnosti.

Pravidlo pro úlohu 24 (stará A24) při přípravě roztoků kyseliny sírové nikdy do něj nelijte vodu. Koncentrovaná kyselina sírová by se měla nalévat do vody tenkým proudem za stálého míchání.

Interakce koncentrované kyseliny sírové s kovy

Tyto reakce jsou přísně standardizované a řídí se schématem:

H2SO4(konc.) + kov → síran kovu + H2O + redukovaný produkt síry.

Existují dvě nuance:

1) hliník, železo a chrom nereagují s H2SO4 (konc) za normálních podmínek z důvodu pasivace. Potřeba zahřát.

2) C Platina a zlato H2SO4 (konc) vůbec nereaguje.

Síra v koncentrovaná kyselina sírová- okysličovadlo

• znamená to, že se sama uzdraví;
• stupeň oxidace, na který bude síra redukována, závisí na kovu.

Zvážit diagram oxidačního stavu síry:

• Před -2 síru lze redukovat pouze velmi aktivními kovy - v sérii napětí až po hliník včetně.

Reakce budou vypadat takto:

8Li + 5H 2 TAK 4( konc .) → 4Li 2 TAK 4 + 4H 2 O+H 2 S

4 mg + 5H 2 TAK 4( konc .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S

8Al + 15H 2 TAK 4( konc .) (t) -> 4Al 2 (TAK 4 ) 3 + 12H 2 0+3H 2 S

• při interakci H2SO4 (konc) s kovy v sérii napětí po hliníku, ale před železem, tedy u kovů s průměrnou aktivitou se síra redukuje na 0 :

3Mn+4H 2 TAK 4( konc .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O+S↓

2Cr + 4H 2 TAK 4( konc .) (t) → Cr 2 (TAK 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓

3Zn + 4H 2 TAK 4( konc .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓

• všechny ostatní kovy počínaje železem v sérii napětí (včetně těch po vodíku, samozřejmě kromě zlata a platiny) mohou redukovat síru jen do +4. Protože se jedná o neaktivní kovy:

2 Fe + 6 H 2 TAK 4 (konc.) ( t)→ Fe 2 ( TAK 4 ) 3 + 6 H 2 Ó + 3 TAK 2

(všimněte si, že železo oxiduje na +3, nejvyšší možný, nejvyšší oxidační stav, protože pracuje se silným oxidačním činidlem)

Cu+2H 2 TAK 4( konc .) → CuSO 4 + 2H 2 O+SO 2

2Ag + 2H 2 TAK 4( konc .) → Ag 2 TAK 4 + 2H 2 O+SO 2

Vše je samozřejmě relativní. Hloubka redukce bude záviset na mnoha faktorech: koncentraci kyseliny (90 %, 80 %, 60 %), teplotě atd. Proto je nemožné přesně předpovědět produkty. Výše uvedená tabulka má také své vlastní procento aproximace, ale můžete ji použít. Je také nutné pamatovat na to, že při jednotné státní zkoušce, když není uveden produkt redukované síry a kov není zvláště aktivní, pak s největší pravděpodobností mají kompilátoři na mysli SO 2. Je třeba se podívat na situaci a hledat stopy v podmínkách.

TAK 2 - jedná se obecně o častý produkt OVR za účasti konc. kyselina sírová.

H2SO4 (conc) oxiduje některé nekovy(které vykazují redukční vlastnosti zpravidla na maximum - nejvyšší stupeň oxidace (vzniká oxid tohoto nekovu). Síra se také redukuje na SO 2:

C+2H 2 TAK 4( konc .) → CO 2 + 2H 2 O+2SO 2

2P+5H 2 TAK 4( konc .) →P 2 Ó 5 + 5H 2 O+5SO 2

Čerstvě vytvořený oxid fosforečný (V) reaguje s vodou, získá se kyselina ortofosforečná. Reakce se proto zaznamená okamžitě:

2P+5H 2 TAK 4( konc ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O+5SO 2

Totéž s borem se mění na kyselinu orthoboritou:

2B+3H 2 TAK 4( konc ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Velmi zajímavá je interakce síry s oxidačním stavem +6 (v kyselině sírové) s „jinou“ sírou (nachází se v jiné sloučenině). V rámci zkoušky je uvažována interakce H2SO4 (konc). se sírou (jednoduchá látka) a sirovodíkem.

Začněme interakcí síra (jednoduchá látka) s koncentrovanou kyselinou sírovou. V jednoduchá záležitost oxidační stupeň 0, v kyselině +6. V tomto OVR bude síra +6 oxidovat síru 0. Podívejme se na diagram oxidačních stavů síry:

Síra 0 bude oxidována a síra +6 bude redukována, to znamená, že se sníží oxidační stav. Oxid siřičitý bude vypouštěn:

2 H 2 TAK 4 (konc.) + S → 3 TAK 2 + 2 H 2 Ó

Ale v případě sirovodíku:

Vzniká jak síra (jednoduchá látka), tak oxid siřičitý:

H 2 TAK 4( konc .) + H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 Ó

Tento princip může často pomoci při identifikaci produktu OVR, kde oxidační činidlo a redukční činidlo jsou stejným prvkem, v různé míry oxidace. Oxidační činidlo a redukční činidlo "jdou k sobě" na diagramu oxidačního stavu.

H2SO4 (conc), tak či onak, interaguje s halogenidy. Pouze zde musíte pochopit, že fluor a chlór jsou „sami s knírem“ a OVR neuniká s fluoridy a chloridy prochází obvyklým procesem iontové výměny, při kterém vzniká plynný halogenovodík:

CaCl2 + H2S04 (konc.) -> CaS04 + 2HCl

CaF2 + H2S04 (konc.) -> CaS04 + 2HF

Ale halogeny ve složení bromidů a jodidů (stejně jako ve složení odpovídajících halogenovodíků) se jím oxidují na volné halogeny. Teprve nyní se síra redukuje různými způsoby: jodid je silnější redukční činidlo než bromid. Jodid tedy redukuje síru na sirovodík a bromid na oxid siřičitý:

2H 2 TAK 4( konc .) + 2NaBr → Na 2 TAK 4 + 2H 2 O+SO 2 +Br 2

H 2 TAK 4( konc .) + 2HBr -> 2H 2 O+SO 2 +Br 2

5H 2 TAK 4( konc .) + 8NaI → 4Na 2 TAK 4 + 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

H 2 TAK 4( konc .) + 8HI -> 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

Chlorovodík a fluorovodík (stejně jako jejich soli) jsou odolné vůči oxidačnímu působení H2SO4 (konc).

A nakonec poslední věc: pro koncentrovanou kyselinu sírovou je to unikát, nikdo jiný to neumí. Ona má vlastnost odvádějící vodu.

To vám umožňuje používat koncentrovanou kyselinu sírovou různými způsoby:

Za prvé, dehydratace látek. Koncentrovaná kyselina sírová odebírá látce vodu a ta "vysychá".

Za druhé, katalyzátor v reakcích, ve kterých se odštěpuje voda (například dehydratace a esterifikace):

H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (konc.)) → H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O

H3C–CH2-OH (H2SO4 (konc.)) → H2C \u003d CH2 + H2O

Kyselina sírová je poměrně těžká kapalina, její hustota je 1,84 g/cm³. Má schopnost čerpat vodu z plynů a. Při rozpuštění kyseliny sírové ve vodě se uvolňuje obrovské množství tepla, v důsledku čehož je možné rozstřikování kyseliny. V případě kontaktu s lidskou kůží i v malém množství způsobuje těžké poleptání. Abyste tomu zabránili, musíte do vody přidat kyselinu a ne naopak.

Získání kyseliny sírové

Způsob výroby kyseliny sírové v průmyslovém měřítku se nazývá kontakt. Nejprve se ve speciální peci vypálí mokrý (sulfid železnatý). V důsledku této reakce se uvolňuje oxid siřičitý (oxid siřičitý), kyslík a vodní pára, protože byl použit vlhký pyrit. Uvolněné plyny vstupují do sušícího prostoru, kde se zbavují vodní páry, a také speciální odstředivka k odstranění všech možných nečistot pevných částic.

Dále se sírový plyn získává z oxidu sírového (IV) pomocí oxidační reakce. V tomto případě se používá pětimocný katalyzátor. Reakce může probíhat oběma směry, je vratná. Aby mohl proudit pouze jedním směrem, vzniká v reaktoru určitá teplota a tlak. Sírový plyn se rozpustí v předem připravené kyselině sírové, aby se získal oleum, který se poté posílá do skladu hotových výrobků.

Chemické vlastnosti kyseliny sírové

Kyselina sírová má schopnost přijímat elektrony, je silným oxidačním činidlem. Koncentrovaná a zředěná kyselina sírová mají různé chemické vlastnosti.

Zředěná kyselina sírová je schopna rozpouštět kovy, které jsou v napěťové řadě nalevo od vodíku. Mezi nimi: zinek, hořčík, lithium a další. Koncentrovaná kyselina sírová může rozkládat některé halogenové kyseliny (kromě kyseliny chlorovodíkové, protože kyselina sírová není schopna redukovat ionty chloru).

Použití kyseliny sírové

Díky své jedinečné schopnosti čerpat vodu se kyselina sírová často používá k sušení plynů. S jeho pomocí se vyrábějí barviva, minerální hnojiva (fosfor a dusík), dýmotvorné látky, různé syntetické detergenty. Často se používá jako elektrolyt, protože kyselina sírová nemůže rozpustit olovo.

V redoxních procesech může být oxid siřičitý jak oxidačním činidlem, tak redukčním činidlem, protože atom v této sloučenině má střední oxidační stav +4.

Jak reaguje oxidační činidlo SO 2 se silnějšími redukčními činidly, například s:

SO 2 + 2 H 2 S \u003d 3 S ↓ + 2 H 2 O

Jak reaguje redukční činidlo SO 2 se silnějšími oxidačními činidly, například v přítomnosti katalyzátoru, s atd.:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

S02 + Cl2 + 2H20 \u003d H2S03 + 2HCl

Účtenka

1) Oxid siřičitý vzniká při spalování síry:

2) V průmyslu se získává vypalováním pyritu:

3) V laboratoři lze získat oxid siřičitý:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

aplikace

Oxid siřičitý je široce používán v textilním průmyslu pro bělení různých výrobků. Kromě toho se používá v zemědělství k ničení škodlivých mikroorganismů ve sklenících a sklepech. Ve velkém množství se SO 2 používá k výrobě kyseliny sírové.

oxid sírový (VI) – TAK 3 (anhydrid kyseliny sírové)

Anhydrid kyseliny sírové SO 3 je bezbarvá kapalina, která při teplotách pod 17 °C přechází v bílou krystalickou hmotu. Velmi dobře absorbuje vlhkost (hygroskopická).

Chemické vlastnosti

Acidobazické vlastnosti

Jak typický kyselý oxid sírový anhydrid interaguje:

SO3 + CaO = CaS04

c) s vodou:

SO3 + H20 \u003d H2SO4

Zvláštní vlastností SO 3 je jeho schopnost dobře se rozpouštět v kyselině sírové. Roztok SO 3 v kyselině sírové se nazývá oleum.

Tvorba olea: H2SO4+ n SO3 \u003d H2SO4∙ n TAK 3

redoxní vlastnosti

Oxid sírový (VI) se vyznačuje silnými oxidačními vlastnostmi (obvykle redukován na SO 2):

3SO3 + H2S \u003d 4SO2 + H20

Získávání a používání

Anhydrid kyseliny sírové vzniká při oxidaci oxidu siřičitého:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Ve své čisté formě nemá anhydrid kyseliny sírové žádnou praktickou hodnotu. Získává se jako meziprodukt při výrobě kyseliny sírové.

H2SO4

Zmínku o kyselině sírové najdeme poprvé mezi arabskými a evropskými alchymisty. Byl získán kalcinací síranu železa (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) na vzduchu: 2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 nebo směs s: 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 a emitované páry anhydridu kyseliny sírové kondenzovaly. Absorbovaly vlhkost a proměnily se v oleum. V závislosti na způsobu přípravy se H 2 SO 4 nazýval vitriolový olej nebo sirný olej. V roce 1595 alchymista Andreas Libavius ​​​​prokázal identitu obou látek.

Po dlouhou dobu nebyl vitriolový olej široce používán. Zájem o ni velmi vzrostl po 18. století. Byl objeven indigový karmín, stabilní modré barvivo. První továrna na výrobu kyseliny sírové byla založena nedaleko Londýna v roce 1736. Proces probíhal v olověných komorách, na jejichž dno se nalévala voda. V horní části komory byla spálena roztavená směs ledku se sírou, následně se tam vpouštěl vzduch. Postup se opakoval, dokud se na dně nádoby nevytvořila kyselina o požadované koncentraci.

V 19. stol metoda byla vylepšena: místo ledku byla použita kyselina dusičná (rozkládá se v komoře). Pro návrat nitrózních plynů do systému byly navrženy speciální věže, které daly celému procesu jméno – věžový proces. Továrny fungující podle věžové metody existují dodnes.

Kyselina sírová je těžká olejovitá kapalina, bezbarvá a bez zápachu, hygroskopická; dobře se rozpouští ve vodě. Když se koncentrovaná kyselina sírová rozpustí ve vodě, velký počet zahřejte, proto se musí opatrně nalít do vody (a ne naopak!) a roztok promíchat.

Roztok kyseliny sírové ve vodě s obsahem H2SO4 nižším než 70 % se obvykle nazývá zředěná kyselina sírová a roztok více než 70 % se nazývá koncentrovaná kyselina sírová.

Chemické vlastnosti

Acidobazické vlastnosti

Zředěná kyselina sírová vykazuje všechny charakteristické vlastnosti silných kyselin. Ona reaguje:

H2SO4 + NaOH \u003d Na2S04 + 2H20

H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2 HCl

Proces interakce iontů Ba 2+ se síranovými ionty SO 4 2+ vede ke vzniku bílé nerozpustné sraženiny BaSO 4. to kvalitativní reakce na síranový iont.

Redoxní vlastnosti

Ve zředěné H 2 SO 4 jsou ionty H + oxidační činidla a v koncentrované H 2 SO 4 síranové ionty jsou SO 4 2+. Ionty SO 4 2+ jsou silnější oxidační činidla než ionty H + (viz schéma).

V zředěná kyselina sírová rozpouštět kovy, které jsou v elektrochemické řadě napětí na vodík. V tomto případě se tvoří a uvolňují sírany kovů:

Zn + H2SO4 \u003d ZnS04 + H2

Kovy, které jsou v elektrochemické řadě napětí po vodíku, nereagují se zředěnou kyselinou sírovou:

Cu + H2SO4≠

koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidační činidlo, zvláště při zahřívání. Oxiduje mnoho a některé organické látky.

Při interakci koncentrované kyseliny sírové s kovy, které jsou v elektrochemické řadě napětí po vodíku (Cu, Ag, Hg), vznikají sírany kovů a také produkt redukce kyseliny sírové - SO 2.

Reakce kyseliny sírové se zinkem

S aktivnějšími kovy (Zn, Al, Mg) lze koncentrovanou kyselinu sírovou redukovat na volnou. Například, když kyselina sírová interaguje s, v závislosti na koncentraci kyseliny, mohou současně vznikat různé produkty redukce kyseliny sírové - SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H2SO4 \u003d ZnSO4 + SO2 + 2H20

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H20

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H20

Koncentrovaná kyselina sírová za studena pasivuje například některé kovy, a proto se přepravuje v železných cisternách:

Fe + H2SO4 ≠

Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje některé nekovy ( atd.), přičemž se regeneruje na oxid sírový (IV) SO 2:

S + 2H2S04 \u003d 3SO2 + 2H20

C + 2H2SO4 \u003d 2SO2 + CO2 + 2H20

Získávání a používání

V průmyslu se kyselina sírová získává kontaktem. Proces akvizice probíhá ve třech fázích:

1. Získání SO 2 pražením pyritu:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2

1. Oxidace SO 2 na SO 3 v přítomnosti katalyzátoru - oxidu vanadičného (V):

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

1. Rozpouštění SO 3 v kyselině sírové:

H2SO4+ n SO3 \u003d H2SO4∙ n TAK 3

Výsledné oleum se přepravuje v železných nádržích. Kyselina sírová požadované koncentrace se získává z olea nalitím do vody. Dá se to vyjádřit v diagramu:

H2SO4∙ n SO3 + H20 \u003d H2SO4

Kyselina sírová nachází různé aplikace v různých oblastech národního hospodářství. Používá se k sušení plynů, při výrobě jiných kyselin, k výrobě hnojiv, různých barviv a léčiv.

Soli kyseliny sírové

Většina síranů je vysoce rozpustná ve vodě (málo rozpustný CaSO 4, ještě méně PbSO 4 a prakticky nerozpustný BaSO 4). Některé sírany obsahující krystalizační vodu se nazývají vitriol:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O síran měďnatý

FeSO 4 ∙ 7H 2 O síran železnatý

Soli kyseliny sírové mají všechno. Jejich vztah k vytápění je zvláštní.

Sírany aktivních kovů ( , ) se nerozkládají ani při 1000 °C, zatímco jiné (Cu, Al, Fe) - se při mírném zahřátí rozkládají na oxid kovu a SO 3:

CuSO 4 \u003d CuO + SO 3

Stažení:

Stáhněte si zdarma abstrakt na téma: "Výroba kyseliny sírové kontaktní metodou"

Můžete si stáhnout eseje na jiná témata

*na obrázku desky je fotografie síranu měďnatého

Kyselina sírová je silná dvojsytná kyselina, u n.o.s. olejovitá kapalina, bez barvy a bez zápachu.

Má výrazný dehydratační (vodu odstraňující) účinek. V případě kontaktu s kůží nebo sliznicemi způsobuje těžké poleptání.

Podotýkám, že existuje oleum - roztok SO 3 v bezvodé kyselině sírové, dýmavá kapalina nebo pevná látka. Oleum se používá při výrobě barviv, organické syntéze a při výrobě kyselin sírových.

Účtenka

Existuje několik způsobů, jak získat kyselinu sírovou. Používá se průmyslová (kontaktní) metoda založená na spalování pyritu, oxidaci vzniklého SO 2 na SO 3 a následné interakci s vodou.

FeS2 + O2 → (t) Fe203 + SO2

SO 2 + O 2 ⇄ (kat. - V 2 O 5) SO 3

SO3 + H20 → H2SO4

Dusitá metoda výroby je založena na interakci oxidu siřičitého s oxidem dusičitým IV za přítomnosti vody. Skládá se z několika fází:

Oxidy dusíku (II) a (IV) se mísí se vzduchem v oxidační věži:

1. NO + O 2 → NO 2

Směs plynů se přivádí do věží zavlažovaných 75% kyselinou sírovou, zde se absorbuje směs oxidů dusíku za vzniku kyseliny nitrosylsírové:

2. NO + N02 + 2H2SO4 = 2NO (HS04) + H20

Během hydrolýzy kyseliny nitrosylsírové kyselina dusitá a sírové:

3. NO (HS04) + H20 \u003d H2SO4 + HNO2

Ve zjednodušené formě lze nitrosovou metodu napsat takto:

N02 + S02 + H20 \u003d H2S04 + NO

Chemické vlastnosti

Zředěná a koncentrovaná kyselina sírová jsou tak důležité chemikálie, že jich svět produkuje více než jakékoli jiné látky. Ekonomické bohatství země lze posuzovat podle objemu kyseliny sírové, kterou produkuje.

proces disociace

Kyselina sírová se používá ve formě vodných roztoků různých koncentrací. Prochází disociační reakcí ve dvou krocích, za vzniku H+ iontů v roztoku.

H2S04 \u003d H+ + HS04-;

HS04 - \u003d H+ + S04-2.

Kyselina sírová je silná a první stupeň její disociace je tak intenzivní, že téměř všechny původní molekuly se v roztoku rozkládají na H + -ionty a HSO 4 -1 -ionty (hydrosulfát). Ten se částečně dále rozkládá, uvolňuje další iont H + a zanechává síranový iont (SO 4-2) v roztoku. Nicméně, hydrosulfát, bytí slabá kyselina, přesto v roztoku převažuje nad H + a SO 4 -2. K jeho úplné disociaci dochází pouze tehdy, když se hustota roztoku kyseliny sírové blíží, tedy při silném zředění.

vlastnosti kyseliny sírové

Je speciální tím, že může působit jako normální kyselina nebo jako silné oxidační činidlo, v závislosti na jeho teplotě a koncentraci. Studený zředěný roztok kyseliny sírové reaguje s aktivními kovy za vzniku soli (síranu) a uvolňuje plynný vodík. Například reakce mezi studenou zředěnou H2SO4 (za předpokladu její úplné dvoustupňové disociace) a kovovým zinkem vypadá takto:

Zn + H2SO4 \u003d ZnS04 + H2.

Horká koncentrovaná kyselina sírová, mající hustotu asi 1,8 g/cm3, může působit jako oxidační činidlo, reagovat s materiály, které jsou normálně inertní vůči kyselinám, jako je například kovová měď. V průběhu reakce se měď oxiduje a hmotnost kyseliny klesá, vzniká roztok (II) ve vodě a plynný oxid siřičitý (SO 2) místo vodíku, což by se dalo očekávat při interakci kyseliny s kov.

Cu + 2H2S04 \u003d CuS04 + SO2 + 2H20.

Jak se vyjadřuje koncentrace roztoku?

Ve skutečnosti lze koncentraci jakéhokoli roztoku vyjádřit různými způsoby, ale nejrozšířenější je koncentrace hmotnostní. Ukazuje počet gramů v určité hmotnosti nebo objemu roztoku nebo rozpouštědla (obvykle 1000 g, 1000 cm 3, 100 cm 3 a 1 dm 3). Místo hmotnosti látky v gramech můžete vzít její množství, vyjádřené v molech, - pak dostanete molární koncentraci na 1000 g nebo 1 dm 3 roztoku.

Pokud se molární koncentrace určuje ve vztahu nikoli k množství roztoku, ale pouze k rozpouštědlu, pak se nazývá molalita roztoku. Vyznačuje se nezávislostí na teplotě.

Často se hmotnostní koncentrace uvádí v gramech na 100 g rozpouštědla. Vynásobením tohoto čísla 100 % získáte hmotnostní procento (procentní koncentrace). Právě tato metoda se nejčastěji používá při aplikaci na roztoky kyseliny sírové.

Každá koncentrace roztoku stanovená při dané teplotě odpovídá jeho velmi specifické hustotě (například hustotě roztoku kyseliny sírové). Proto se někdy řešení vyznačuje právě tím. Například roztok H2SO4, vyznačující se procentní koncentrací 95,72%, má hustotu 1,835 g / cm3 při t \u003d 20 ° C. Jak určit koncentraci takového roztoku, je-li uvedena pouze hustota kyseliny sírové? Tabulka poskytující takovou shodu je nedílnou součástí každé učebnice obecné nebo analytické chemie.

Příklad konverze koncentrace

Zkusme přejít od jednoho způsobu vyjádření koncentrace roztoku k jinému. Předpokládejme, že máme roztok H 2 SO 4 ve vodě s procentuální koncentrací 60 %. Nejprve určíme odpovídající hustotu kyseliny sírové. Tabulka obsahující procentuální koncentrace (první sloupec) a jejich odpovídající hustoty vodného roztoku H2SO4 (čtvrtý sloupec) je uvedena níže.

Podle něj určíme požadovanou hodnotu, která se rovná 1,4987 g/cm3. Vypočítejme nyní molaritu tohoto roztoku. K tomu je nutné určit hmotnost H 2 SO 4 v 1 litru roztoku a odpovídající počet molů kyseliny.

Objem, který zabírá 100 g výchozího roztoku:

100 / 1,4987 = 66,7 ml.

Protože 66,7 mililitrů 60% roztoku obsahuje 60 g kyseliny, pak 1 litr z toho bude obsahovat:

(60/66,7) x 1000 = 899,55 g.

Molární hmotnost kyseliny sírové je 98. Počet molů obsažených v 899,55 g jejích gramů se tedy bude rovnat:

899,55/98 = 9,18 mol.

Závislost hustoty na koncentraci je znázorněna na Obr. níže.

Použití kyseliny sírové

Uplatňuje se v různých průmyslových odvětvích. Při výrobě železa a oceli se používá k čištění povrchu kovu před jeho potažením jinou látkou, podílí se na tvorbě syntetických barviv, ale i dalších druhů kyselin, jako je chlorovodíková a dusičná. Používá se také při výrobě léčiv, hnojiv a výbušnin a je také důležitým činidlem při odstraňování nečistot z ropy v průmyslu rafinace ropy.

to Chemická látka je neuvěřitelně užitečný v každodenním životě a je snadno dostupný jako roztok kyseliny sírové používaný v olověných bateriích (jako jsou ty, které se nacházejí v autech). Taková kyselina má typicky koncentraci přibližně 30 % až 35 % hmotnostních H2S04, přičemž zbytek tvoří voda.

Pro mnoho domácích aplikací bude 30% H 2 SO 4 více než dostačující k uspokojení jejich potřeb. Průmysl však také vyžaduje mnohem vyšší koncentraci kyseliny sírové. Obvykle se během výrobního procesu nejprve ukáže, že je značně zředěný a znečištěný organickými nečistotami. koncentrovaná kyselina se získává ve dvou fázích: nejprve se zvýší na 70 % a poté – ve druhé fázi – se zvýší na 96–98 %, což je limit pro ekonomicky životaschopnou výrobu.

Hustota kyseliny sírové a její odrůdy

Při varu lze sice krátkodobě získat téměř 99% kyselinu sírovou, ale následná ztráta SO 3 při bodu varu vede ke snížení koncentrace na 98,3%. Obecně je odrůda 98% stabilnější při skladování.

Komerční druhy kyselin se liší svou procentuální koncentrací a pro ně se volí ty hodnoty, při kterých jsou krystalizační teploty minimální. To se provádí za účelem snížení srážení krystalů kyseliny sírové během přepravy a skladování. Hlavní odrůdy jsou:

• Věž (dusitá) - 75 %. Hustota kyseliny sírové této jakosti je 1670 kg/m 3 . Získejte to tzv. nitrózní metoda, při níž se pražící plyn získaný při pražení primárních surovin, obsahující oxid siřičitý SO 2, ve vyložených věžích (odtud název odrůdy) upravuje nitrosou (jde také o H 2 SO 4, ale s dusíkem). oxidy v něm rozpuštěné). V důsledku toho se uvolňují kyseliny a oxidy dusíku, které se v procesu nespotřebovávají, ale vracejí se do výrobního cyklu.
• Kontakt - 92,5-98,0%. Hustota 98% kyseliny sírové této jakosti je 1836,5 kg/m 3 . Získává se také z pražícího plynu obsahujícího SO 2 a proces zahrnuje oxidaci oxidu na anhydrid SO 3 jeho kontaktováním (odtud název odrůdy) s několika vrstvami pevného vanadiového katalyzátoru.
• Oleum - 104,5 %. Jeho hustota je 1896,8 kg/m3. Jedná se o roztok SO 3 v H 2 SO 4, ve kterém první složka obsahuje 20 %, a kyseliny - přesně 104,5 %.
• Vysoké procento olea – 114,6 %. Jeho hustota je 2002 kg/m 3 .
• Dobíjecí - 92-94%.

Jak funguje autobaterie

Provoz tohoto jednoho z nejoblíbenějších elektrických zařízení je zcela založen na elektrochemických procesech probíhajících v přítomnosti vodného roztoku kyseliny sírové.

Autobaterie obsahuje zředěný elektrolyt kyseliny sírové a také kladné a záporné elektrody ve formě několika desek. Pozitivní desky jsou vyrobeny z červenohnědého materiálu - oxidu olovnatého (PbO 2) a negativní jsou vyrobeny z šedavého "houbovitého" olova (Pb).

Vzhledem k tomu, že elektrody jsou vyrobeny z olova nebo materiálu obsahujícího olovo, tento typ baterie se často nazývá jeho výkon, tj. velikost výstupního napětí, je přímo určena tím, jaká je proudová hustota kyseliny sírové (kg / m3 nebo g / cm 3) naplněné do baterie jako elektrolyt.

Co se stane s elektrolytem při vybití baterie

Elektrolyt olověných baterií je roztok kyseliny sírové v chemicky čisté destilované vodě o koncentraci 30 % při plném nabití. Čistá kyselina má hustotu 1,835 g/cm 3, elektrolyt - asi 1,300 g/cm 3 . Při vybití baterie v ní probíhají elektrochemické reakce, v jejichž důsledku se z elektrolytu odebírá kyselina sírová. Hustota závisí na koncentraci roztoku téměř úměrně, měla by tedy klesat v důsledku poklesu koncentrace elektrolytu.

Dokud akumulátorem protéká vybíjecí proud, aktivně se využívá kyselina v blízkosti jeho elektrod a elektrolyt se stále více ředí. Difúze kyseliny z objemu celého elektrolytu do elektrodových desek si udržuje přibližně konstantní intenzitu chemické reakce a následně výstupní napětí.

Na začátku procesu vybíjení dochází k rychlé difúzi kyseliny z elektrolytu do desek, protože vzniklý síran ještě neucpal póry v aktivním materiálu elektrod. Když se síran začne tvořit a vyplňovat póry elektrod, difúze probíhá pomaleji.

Teoreticky je možné pokračovat ve vybíjení, dokud se nespotřebuje veškerá kyselina a elektrolyt se bude skládat z čistá voda. Zkušenosti však ukazují, že výboje by neměly pokračovat poté, co hustota elektrolytu poklesla na 1,150 g/cm 3 .

Když hustota klesne z 1,300 na 1,150, znamená to, že se během reakcí vytvořilo tolik síranu, který vyplní všechny póry v aktivních materiálech na deskách, tj. téměř všechna kyselina sírová již byla odstraněna z roztoku. . Hustota závisí na koncentraci úměrně a stejně tak nabití baterie závisí na hustotě. Na Obr. Závislost nabití baterie na hustotě elektrolytu je uvedena níže.

Změna hustoty elektrolytu je nejlepším prostředkem k určení stavu vybití baterie, pokud je správně používána.

Stupeň vybití autobaterie v závislosti na hustotě elektrolytu

Jeho hustota by se měla měřit každé dva týdny a měl by se uchovávat trvalý záznam naměřených hodnot pro budoucí použití.

Čím je elektrolyt hustší, tím více kyseliny obsahuje a baterie je více nabitá. Hustota 1,300-1,280 g/cm 3 znamená plné nabití. V závislosti na hustotě elektrolytu se zpravidla rozlišují následující stupně vybití baterie:

• 1 300–1 280 – plně nabito:
• 1 280-1 200 - více než polovina vybitá;
• 1 200-1 150 - méně než polovina nabitá;
• 1 150 - téměř prázdný.

Plně nabitá baterie má před připojením k automobilové síti napětí 2,5 až 2,7 V. Jakmile je připojena zátěž, napětí během tří až čtyř minut rychle klesne na přibližně 2,1 V. To je způsobeno tvorbou tenké vrstvy síranu olovnatého na povrchu desek záporné elektrody a mezi vrstvou peroxidu olova a kovem kladných desek. Konečná hodnota napětí článku po připojení do autosítě je cca 2,15-2,18 voltu.

Když během první hodiny provozu začne baterií protékat proud, dojde k poklesu napětí na 2 V, což se vysvětluje zvýšením vnitřního odporu článků v důsledku tvorby většího množství síranu, který vyplňuje póry desek a odstranění kyseliny z elektrolytu. Krátce před začátkem toku elektrolytu se maximum rovná 1 300 g/cm 3 . Nejprve rychle dojde k jejímu zředění, ale pak se ustaví rovnovážný stav mezi hustotou kyseliny v blízkosti desek a v hlavním objemu elektrolytu, odstranění kyseliny elektrodami je podporováno přísunem nových částí elektrolytu. kyselina z hlavní části elektrolytu. Přitom průměrná hustota elektrolytu dále plynule klesá podle závislosti znázorněné na Obr. výše. Po počátečním poklesu napětí klesá pomaleji, rychlost poklesu závisí na zatížení baterie. Časový graf procesu vybíjení je znázorněn na Obr. níže.

Sledování stavu elektrolytu v baterii

K určení hustoty se používá hustoměr. Skládá se z malé zatavené skleněné trubice s expanzí na spodním konci naplněnou brokem nebo rtutí a stupnicí na horním konci. Tato stupnice je označena od 1.100 do 1.300 s různými hodnotami mezi nimi, jak je znázorněno na obr. níže. Pokud je tento hustoměr umístěn do elektrolytu, klesne do určité hloubky. Při tom vytlačí určitý objem elektrolytu a při dosažení rovnovážné polohy se váha vytlačeného objemu bude jednoduše rovnat váze hustoměru. Protože hustota elektrolytu je rovna poměru jeho hmotnosti k objemu a hmotnost hustoměru je známá, každá úroveň jeho ponoření do roztoku odpovídá určité hustotě.

Některé hustoměry nemají stupnici s hodnotami hustoty, ale jsou označeny nápisy: „Nabito“, „Poloviční výboj“, „Úplný výboj“ nebo podobně.