Серная кислота. Сульфаты

Серная кислота H₂SO₄. Оксокислота. Бесцветная жидкость, очень вязкая (маслообразная), весьма гигроскопичная. Молекула имеет искаженно‑тетраэдрическое строение [S(O)₂(OH)₂] (sр³‑гибридизация), содержит ковалентные σ‑связи S – ОН и σπ‑связи S=O. Ион SO₄^2‑ имеет правильно‑тетраэдрическое строение [S(O)₄]. Обладает широким температурным интервалом жидкого состояния (~300 градусов). При нагревании выше 296 °C частично разлагается. Перегоняется в виде азеотропной смеси с водой (массовая доля кислоты 98,3 %, температура кипения 296–340 °C), при более сильном нагревании разлагается полностью. Неограниченно смешивается с водой (с сильным экзо ‑эффектом). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Переводит металлы в сульфаты (при избытке концентрированной кислоты в обычных условиях образуются растворимые гидросульфаты), но металлы Be, Bi, Со, Fe, Mg и Nb пассивируются в концентрированной кислоте и не реагируют с ней. Реагирует с основными оксидами и гидроксидами, разлагает соли слабых кислот. Слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н^I), сильный – в концентрированном растворе (за счет S^VI). Хорошо растворяет SO₃ и реагирует с ним (образуется тяжелая маслообразная жидкость – олеум, содержит H₂S₂O₇).

Качественная реакция на ион SO₄^2‑ – осаждение белого сульфата бария BaSO₄ (осадок не переводится в раствор соляной и азотной кислотами, в отличие от белого осадка BaSO₃).

Применяется в производстве сульфатов и других соединений серы, минеральных удобрений, взрывчатых веществ, красителей и лекарственных препаратов, в органическом синтезе, для «вскрытия» (первого этапа переработки) промышленно важных руд и минералов, при очистке нефтепродуктов, электролизе воды, как электролит свинцовых аккумуляторов. Ядовита, вызывает ожоги кожи. Уравнения важнейших реакций:

Получение в промышленности:

а) синтез SO₂ из серы, сульфидных руд, сероводорода и сульфатных руд:

S + O₂ (воздух) = SO₂ (280–360 °C)

4FeS₂ + 11O₂ (воздух) = 8 SO₂ + 2Fe₂O₃ (800 °C, обжиг)

2H₂S + 3O₂ (изб.) = 2 SO₂ + 2Н₂O (250–300 °C)

CaSO₄ + С (кокс) = СаО + SO₂ + СО (1300–1500 °C)

б) конверсия SO₂ в SO₃ в контактном аппарате:

в) синтез концентрированной и безводной серной кислоты:

Н₂O (разб. H₂SO₄) + SO₃ = H₂SO₄ (конц., безводн.)

(поглощение SO₃ чистой водой с получением H₂SO₄ не проводится из‑за сильного разогревания смеси и обратного разложения H₂SO₄, см. выше);

г) синтез олеума – смеси безводной H₂SO₄, дисерной кислоты H₂S₂O₇ и избыточного SO₃. Растворенный SO₃ гарантирует безводность олеума (при попадании воды тут же образуется H₂SO₄), что позволяет безопасно перевозить его в стальных цистернах.

Сульфат натрия Na₂SO₄. Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Образует кристаллогидрат (минерал мирабилит), легко теряющий воду; техническое название глауберова соль. Хорошо растворим в воде, не гидролизуется. Реагирует с H₂SO₄ (конц.), SO₃. Восстанавливается водородом, коксом при нагревании. Вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в производстве стекла, целлюлозы и минеральных красок, как лекарственное средство. Содержится в рапе соляных озер, в частности в заливе Кара‑Богаз‑Гол Каспийского моря.

Уравнения важнейших реакций:

Гидросульфат калия KHSO₄. Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный, но кристаллогидратов не образует. При нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворим в воде, в растворе анион подвергается диссоциации, среда раствора сильнокислотная. Нейтрализуется щелочами.

Применяется как компонент флюсов в металлургии, составная часть минеральных удобрений.

Уравнения важнейших реакций:

2KHSO₄ = K₂SO₄ + H₂SO₄ (до 240 °C)

2KHSO₄ = K₂S₂O₇ + Н₂O (320–340 °C)

KHSO₄ (разб.) + КОН (конц.) = K₂SO₄ + Н₂O KHSO₄ + КCl = K₂SO₄ + НCl (450–700 °C)

6KHSO₄ + М₂O₃ = 2KM(SO₄)₂ + 2K₂SO₄ + 3H₂O (350–500 °C, M = Al, Cr)

Получение: обработка сульфата калия концентрированной (более чем 6O%‑ной) серной кислотой на холоду:

K₂SO₄ + H₂SO₄ (конц.) = 2 KHSO₄

Сульфат кальция CaSO₄. Оксосоль. Белый, весьма гигроскопичный, тугоплавкий, при прокаливании разлагается. Природный CaSO₄ встречается в виде очень распространенного минерала гипс CaSO₄ 2Н₂O. При 130 °C гипс теряет часть воды и переходит в жжёный (штукатурный) гипс 2CaSO₄ • Н₂O (техническое название алебастр). Полностью обезвоженный (200 °C) гипс отвечает минералу ангидрит CaSO₄. Малорастворим в воде (0,206 г/100 г Н₂O при 20 °C), растворимость уменьшается при нагревании. Реагирует с H₂SO₄ (конц.). Восстанавливается коксом при сплавлении. Определяет большую часть «постоянной» жесткости пресной воды (подробнее см. 9.2).

Уравнения важнейших реакций: 100–128 °C

Применяется как сырье в производстве SO₂, H₂SO₄ и (NH₄)₂SO₄, как флюс в металлургии, наполнитель бумаги. Приготовленный из жженого гипса вяжущий строительный раствор «схватывается» быстрее, чем смесь на основе Са(ОН)₂. Затвердевание обеспечивается связыванием воды, образованием гипса в виде каменной массы. Используется жженый гипс для изготовления гипсовых слепков, архитектурно‑декоративных форм и изделий, перегородочных плит и панелей, каменных полов.

Сульфат алюминия‑калия KAl(SO₄)₂. Двойная оксосоль. Белый, гигроскопичный. При сильном нагревании разлагается. Образует кристаллогидрат – алюжокалиевые квасцы. Умеренно растворим в воде, гидролизуется по катиону алюминия. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака.

Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, коагулянт при очистке пресной воды, компонент составов для проклеивания бумаги, наружное кровоостанавливающее средство в медицине и косметологии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов алюминия и калия.

Уравнения важнейших реакций:

Сульфат хрома(III) – калия KCr(SO₄)₂. Двойная оксосоль. Красный (гидрат темно‑фиолетовый, техническое название хрожокалиевые квасцы). При нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде (серо‑синяя окраска раствора отвечает аквакомплексу [Cr(Н₂O)₆]³⁺), гидролизуется по катиону хрома(III). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции на ион Cr³⁺ – восстановление до Cr²⁺ или окисление до желтого CrO₄^2‑.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, реактив в фотографии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов хрома(III) и калия. Уравнения важнейших реакций:

Сульфат марганца (II) MnSO₄. Оксосоль. Белый, при прокаливании плавится и разлагается. Кристаллогидрат MnSO₄ 5Н₂O – красно‑розовый, техническое название марганцевый купорос. Хорошо растворим в воде, светло‑розовая (почти бесцветная) окраска раствора отвечает аквакомплексу [Mn(Н₂O)₆]²⁺; гидролизуется по катиону. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель, реагирует с типичными (сильными) окислителями.

Качественные реакции на ион Mn²⁺ – конмутация с ионом MnO₄ и исчезновение фиолетовой окраски последнего, окисление Mn²⁺ до MnO₄ и появление фиолетовой окраски.

Применяется для получения Mn, MnO₂ и других соединений марганца, как микроудобрение и аналитический реагент.

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

2MnO₂ + 2H₂SO₄ (конц.) = 2 MnSO₄ + O₂↑ + 2H₂O (100 °C)

Сульфат железа (II) FeSO₄. Оксосоль. Белый (гидрат светло‑зеленый, техническое название железный купорос), гигроскопичный. Разлагается при нагревании. Хорошо растворим в воде, в малой степени гидролизуется по катиону. Быстро окисляется в растворе кислородом воздуха (раствор желтеет и мутнеет). Реагирует с кислотами‑окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель.

Применяется как компонент минеральных красок, электролитов в гальванотехнике, консервант древесины, фунгицид, лекарственное средство против анемии. В лаборатории чаще берется в виде двойной соли Fe(NH₄)₂(SO₄)₂ 6Н₂O (соль Мора), более устойчивой к действию воздуха.

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

Fe + H₂SO₄ (разб.) = FeSO₄ + H₂↑

FeCO₃ + H₂SO₄ (разб.) = FeSO₄ + CO₂↑ + H₂O

7.4. Неметаллы VA‑группы