Серная кислота, строение, свойства для 9 класса

Содержание
  1. Конспект
  2. Участие в кислотно-основных взаимодействиях
  3. Участие в окислительно-восстановительных взаимодействиях
  4. Получение и применение серной кислоты
  5. Серная кислота – химические и физические свойства и реакции
  6. Способы промышленного производства
  7. Камерный метод получения
  8. Современные способы синтеза
  9. Химические свойства продукта
  10. Применение в народном хозяйстве
  11. Серная кислота и ее соли. Химия. 9 класс. Разработка урока
  12. Ход урока
  13. I. Организационный момент
  14. II. Этап проверки выполнения домашнего задания
  15. 1. Опрос учащихся у доски
  16. 2. Актуализация знаний в виде беседы
  17. 3. Проверка выполненных заданий учащимися у доски
  18. 4. Тема, цели и задачи
  19. 1. Свойства разбавленной серной кислоты
  20. 2. Физкультминутка
  21. 3. Свойства концентрированной серной кислоты (слайд №10)
  22. 4. Соли серной кислоты
  23. 5. Качественная реакция на сульфат-ион (слайд №14)
  24. 6. Применение серной кислоты
  25. V. Этап закрепления новых знаний
  26. VI. Этап информирования учащихся о домашнем задании
  27. VII. Этап подведения итогов урока
  28. Серная кислота
  29. Получение серной кислоты
  30. Нитрозный (башенный) способ
  31. Другой способ
  32. Физические и физико-химические свойства
  33. Олеум
  34. Химические свойства
  35. Применение
  36. Токсическое действие
  37. Дополнительные сведения
  38. Стандарты
  39. Серная кислота — химические свойства и промышленное производство
  40. Промышленное производство серной кислоты (контактный способ):
  41. Химические свойства серной кислоты:
  42. Особые свойства концентрированной H2SO4 :

Конспект

Серная кислота, строение, свойства для 9 класса

Ключевые слова конспекта: соединения серы, серная кислота, участие в кислотно-основных и окислительно-восстановительных взаимодействиях, получение и применение серной кислоты.

Серная кислота H2SO4 – вещество молекулярного строения. Её графическая формула:

В серной кислоте сера находится в высшей степени окисления +6.

Серная кислота представляет собой бесцветную маслянистую жидкость, хорошо растворимую в воде. Смешивается с водой в неограниченном количестве и очень гигроскопична. При растворении верной кислоты в воде выделяется значительное количество теплоты.

Химические свойства серной кислоты можно рассмотреть с точки зрения кислотно-основных и окислительно-восстановительных взаимодействий.

Участие в кислотно-основных взаимодействиях

  1. Серная кислота – сильный электролит, в водных растворах диссоциирует практически полностью:

Изменяет окраску индикатора (например, лакмуса с фиолетовой на красную).
Более корректно электролитическая диссоциация H2SO4 описывается уравнениями:

  1. Серная кислота реагирует с основными и амфотерными оксидами:

H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O
+ + CuO = Cu2+ + H2O

  1. Серная кислoта реагирует с основаниями и амфотерными гидроксидами:

H2SO4 + Cu(OH)2 = CuSO4 + 2H20
+ + Cu(OH)2 = Cu2+ + 2H20

  1. Сернaя кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей:
  1. Сeрная кислота вытесняет и сильные, но летучие кислоты из их солей:

Участие в окислительно-восстановительных взаимодействиях

Разбавленные растворы H2SO4 реагируют с металлами, расположенными в электрохимическом ряду напряжений металлов до H2, с образованием сульфатов и выделением водорода:

Чистая H2SO4 и H2SO4 в концентрированных растворах проявляют сильные окислительные свойства за счёт S+6.

Концентрированная H2SO4 взаимодействует с металлами (в том числе с Cu, Ag, Hg), стоящими после H2 в ряду напряжений металлов, с образованием сульфатов, воды и продуктов восстановления S+6: H2S, S, SO2.

Концентрированная серная кислота не реагирует с благородными металлами вследствие их малой активности, а также с Al, Cr, Fe из-за пассивации.

На поверхности этих металлов образуется защитная оксидная плёнка, защищающая их от дальнейшего окисления.

Глубина восстановления зависит от восстановительных свойств металлов.
Активные металлы восстанавливают H2SO4 до H2S:

Металлы с меньшей активностью восстанавливают H2SO4 до SO2:

Концентрированная сeрная кислoта окисляет и некоторые неметаллы. Например:

Важной химической особенностью серной кислоты является её способность выступать в качестве дегидратирующего реагента. Концентрированная серная кислота вступает в реакции дегидратации со многими органическими веществами, отщепляя от них молекулы воды. Например:

Получение и применение серной кислоты

Промышленное получение серной кислоты включает несколько стадий. Сырьём является сера S и сульфидные руды (в основном пирит FeS2).

В ходе получения серной кислоты из пирита осуществляются три химические реакции:

  1. Обжиг пирита (проводится при температуре около 800 °С):

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑

  1. Каталитическое окисление оксида серы (IV):

Эта реакция – обратимая, экзотермическая, каталитическая (её проводят в присутствии катализатора V2O5 при температуре около 450 °С).

Оксид серы (VI) (серный ангидрид) SO3 при обычных условиях – летучая жидкость (t°кип. = 44,8 °С), неограниченно растворяется в воде. Оксид серы (VI) SO3 – кислотный оксид, ему соответствует сильная серная кислота.

  1. Поглощение SO3 водой (гидратация SO3):   SO3 + H2O = H2SO4

В промышленности для этой реакции используют концентрированную H2SO4, образуется олеум H2SO4 • SO3, при разбавлении которого получают концентрированную H2SO4.

Серная кислота – один из важнейших продуктов химической промышленности. Важнейшие области её применения: производство минеральных удобрений, других кислот и солей, красителей, пластмасс, волокон, лекарственных веществ, очистка нефтепродуктов, металлургия.

Конспект урока «Соединения серы: серная кислота».

Следующая тема: «».

Источник: https://uchitel.pro/%D1%81%D0%BE%D0%B5%D0%B4%D0%B8%D0%BD%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D1%8F-%D1%81%D0%B5%D1%80%D1%8B-%D1%81%D0%B5%D1%80%D0%BD%D0%B0%D1%8F-%D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%82%D0%B0/

Серная кислота – химические и физические свойства и реакции

Серная кислота, строение, свойства для 9 класса

Одно из основных соединений в промышленности — серная кислота — имеет химическую формулу H2SO4. Её молекула состоит из четырёх атомов кислорода, двух — водорода и одного — серы.

Эта токсичная плотная маслянистая жидкость без запаха в очищенном состоянии не имеет цвета и обладает характерным «медным» привкусом. Плотность при нормальных условиях составляет 1,84 г/куб. см.

Примеси придают неочищенному продукту желтоватую или буро-жёлтую окраску.

Соединение кипит при +296 °C, плавится при температуре +10,3 °C. Его кристаллы гигроскопичны и активно отнимают воду у всего окружающего, обугливают бумагу, древесину, сахар. Теплота гидратации при растворении столь велика, что вызывает вскипание смеси и разбрызгивание.

Именно поэтому для смешения добавляют кислоту к воде, а не наоборот. Старинное название «купоросное масло» отсылает к XVIII—XIX вв. , когда серу для изготовления пороха получали разложением пирита на купоросных заводах.

И до сих пор кристаллогидраты её солей именуются купоросами.

Медикам и строителям давно известен природный гипс — кристаллогидрат сульфата кальция. Садоводы и огородники любят медный купорос — ценный помощник в борьбе с различными вредителями и болезнями растений.

Квасцы незаменимы в производстве красок и для дубления кожи.

Десятиводный кристаллогидрат сульфата натрия — «глауберова соль» — используется в химической промышленности, деревопереработке и медицине (слабительное и желчегонное средство для людей и животных).

Сульфат бария или «бариевая каша» обладает уникальной способностью взаимодействовать с рентгеновским излучением, задерживая его, и это большой плюс при исследованиях полых органов человеческого тела.

Способы промышленного производства

В качестве сырья долгое время использовался природный минерал пирит — «серный колчедан». Сегодня ему на смену пришли элементарная сера или её соединения: сероводород, соли — сульфиты и сульфаты, а также газовые отходы теплоэлектростанций, работающих на неочищенной нефти. Производство имеет ряд последовательных стадий:

  1. Получение оксида серы (II), сернистого газа, путём сжигания серосодержащего сырья или его обжига в кислороде.
  2. Очистка газообразной фазы реагентов от твёрдых примесей.
  3. Окисление до оксида серы (III). Процесс описывается уравнением: 2SO2 + O2 = 2SO3.
  4. Поглощение водой: H2O + SO3 = H2SO4.

В общем объёме минеральных кислот, которые производятся сегодня химической промышленностью, H2SO4 занимает почётное первое место. При этом она является наиболее дешёвой, технологичной и не разрушает чёрные металлы в концентрированном состоянии.

Камерный метод получения

В эпоху средневековья алхимики синтезировали купоросное масло т. н. камерным способом. Для этого использовались специальные большие, размером с целую комнату, камеры, обложенные изнутри свинцом.

Поверхности стенок в результате окисления покрывались защитным слоем сульфата свинца.

При горении в присутствии воздуха смеси, состоящей из серы и калиевой селитры, образовывался твёрдый остаток оксидов азота и солей калия и выделялся газообразный оксид серы (III).

Он поглощался водой, имевшейся в камере, и позволял получить продукт малой крепости, которая требовала дальнейшей концентрации. После открытия каталитических свойств оксидов азота, камерный метод уступил место менее трудоёмким и более эффективным технологиям производства.

Современные способы синтеза

«Едва ли найдётся другое, искусственно добываемое вещество, столь часто применяемое в технике» — эти слова гениального русского учёного Д. И. Менделеева наглядно характеризуют ценность серной кислоты. Сегодня при её производстве используются две методики окисления диоксида серы:

  • контактная, использующая твёрдые катализаторы;
  • башенная (нитрозная), где катализаторами служат газообразные оксиды азота, а окислителем выступает кислород.

При контактном способе смесь реагентов пропускается сквозь твёрдый катализатор, расположенный слоями для увеличения поверхности. Нитрозный метод подразумевает орошение сырья водой или разбавленной кислотой в башенных реакторах. Первый способ более производителен и компактен, позволяет получать продукт большей чистоты при меньших затратах и постепенно вытесняет нитрозного конкурента.

Ускорителей процесса окисления было открыто немало. Наибольший эффект проявляют платина, оксиды ванадия V2O5 и железа Fe2O3.

Но первая стоит дорого и быстро отравляется примесями мышьяка, содержащимися в газовой фазе SO2. Для поддержания каталитической активности оксида железа необходимы температуры свыше 600 °C.

Наиболее экономичным признан ванадиевый катализатор — он и применяется в производстве.

При улавливании SO3 водой выделяется много тепла, и продукт закипает с образованием аэрозоля. Поэтому используется 100% концентрированная кислота, и получается олеум, который затем разбавляется до необходимых пропорций.

Химические свойства продукта

Серная кислота занимает привилегированное положение среди наиболее сильных минеральных кислот.

Такую активность легко охарактеризовать высокой полярностью молекулярной связи водород — кислород, и, соответственно, лёгкостью её разрыва.

Это придаёт H2SO4 не только ряд общих для всех соединений её класса свойств, например, взаимодействие кислот с металлами, но и специфические качества. Среди основных химических свойств стоит отметить:

  1. Действие на индикаторы. Кислая среда водных растворов изменяет окраску фиолетового лакмуса, метилового оранжевого и универсального индикатора — они приобретают красный цвет.
  2. Реакция диссоциации. В водном растворе проявляются свойства сильного электролита, и в результате двухступенчатой диссоциации соединение распадается на два однозарядных положительных иона водорода и сульфат-ион с двойным отрицательным зарядом.
  3. Взаимодействие с металлами. Разбавленная серная кислота может реагировать с металлами, которые стоят в электрохимическом ряду активности левее водорода. При этом образуется сернокислая соль, которая называется сульфатом, и водород. Сульфаты не имеют цвета, хорошо растворимы в воде и легко кристаллизуются.
  4. Реакция нейтрализации. В результате взаимодействия с растворимыми и нерастворимыми основаниями образуется сульфатная соль и вода. Молекула H2SO4 имеет два атома водорода, поэтому кислота — двухосновная, и для полной нейтрализации требуется две молекулы основания.
  5. Взаимодействие с основными оксидами. Соединения с кислородом одно- и двухвалентных металлов (MgO, FeO, Li2O, Na2O) тоже участвуют в реакции нейтрализации. При этом образуется сульфат металла из состава оксида и вода.
  6. Обменные реакции с солями более слабых или легколетучих кислот. Происходит вытеснение и в результате образуется сульфатная соль и кислота (или выделяется летучий газ, а вода остаётся в растворе). Выпадение белого нерастворимого осадка BaSO4 — это качественная реакция на сульфат-ионы.

Специфические свойства концентрированных растворов обусловлены структурными особенностями формулы серной кислоты: в молекуле H2SO4 положительно заряженный атом серы находится в максимальной, четвёртой степени окисления. Поэтому он может только принимать электроны и сообщать соединению высокие окислительные свойства. Стоит отметить некоторые из них:

  1. Окисление большинства металлов, в т. ч. пассивных (цинк и медь). В этих реакциях водород уже не выделяется, а H2SO4 восстанавливается до сероводорода, серы или оксида серы (II). Это определяется концентрацией исходных компонентов и местом, которое занимает метал в электрохимическом ряду активности. Исключение составляют золото, железо, алюминий и платиноиды, поэтому для перевозки автомобильным и железнодорожным транспортом используют стальные цистерны.
  2. Окисление многих неметаллов. В результате реакции неметалл образует соединение с максимальным окислительным числом, а H2SO4 восстанавливается до оксида серы (IV).
  3. Окисление сложных соединений. При обработке калиевых солей галогеноводородных кислот (KBr или KI) образуется сульфатная соль и выделяется свободный галоген. Хлорид-ионы не окисляются до хлора и позволяют получать соляную кислоту реакцией обмена.
  4. Дегидратация органических веществ. Химически связанная вода легко удаляется из гидроксильных групп в присутствии концентрированной H2SO4: из этилового спирта образуется этилен. Обугливание углеводов тоже объясняется обезвоживанием.

Интересно, что в природе эта едкая кислота встречается в чистом 100%-м виде: на итальянском острове Сицилия существует уникальное Озеро смерти, к которому не приближаются даже насекомые и птицы.

В этих местах дисульфид железа из земной коры выступает сырьём для синтеза H2SO4, и продукт сочится прямо из дна! Действующие вулканы тоже вносят вклад — извергают в земную атмосферу сернокислотные выбросы, которые причиняют непоправимый вред окружающей среде и становятся причиной серьёзных климатических изменений.

Применение в народном хозяйстве

Достижения химии всегда служили научно-техническому прогрессу. Высокие окислительные способности позволили H2SO4 стать важным компонентом в ряде отраслей промышленности. Её используют:

  • добыча редких элементов (очистка урановых, иридиевых, циркониевых и осмиевых руд);
  • производство минеральных удобрений, высокомолекулярных нитей, красок и пиротехники;
  • неорганический синтез солей и кислот;
  • текстильная и кожевенная отрасли;
  • нефтехимия и металлообработка;
  • пищевая промышленность (добавка-эмульгатор E513);
  • автомобилестроение (электролит в аккумуляторах);
  • дистиллирование воды (реагент для восстановления смол в фильтрах).

Отдельно стоит упомянуть промышленный органический синтез — источник эфиров и спиртов, синтетических моющих средств и искусственных волокон. Он немыслим реакций дегидратации, гидратации, сульфирования, алкилирования.

Металлообрабатывающие заводы очищают поверхности изделий от окислов, образующихся при сильном нагревании. Но основным потребительским сегментом является изготовление минеральных удобрений (больше всего — фосфорных).

Из-за этого сернокислотные заводы рекомендуется размещать недалеко от предприятий по производству этих ценных химических продуктов.

Все приведённые положительные характеристики были бы неполными, если не вспомнить, что серная кислота и олеум — опасные, чрезвычайно агрессивные продукты.

Атмосферные кислотные аэрозоли периодически образуются в результате выбросов металлургических и химических заводов и выпадают в виде осадков.

Они поражают кожу и слизистые, что приводит к затруднению дыхания, провоцирует кашель и бронхолёгочные заболевания с отёками гортани.

При попадании на кожные покровы возникают химические ожоги, их тяжесть напрямую зависит от концентрации и площади контакта.

При проглатывании появляются резкие боли во рту и пищеводе, затем начинается рвота, кашель, затрудняется дыхание и ослабляется сердечная деятельность, а смертельной считается доза 5 мг.

Первая помощь при отравлении парами заключается в обеспечении притока свежего воздуха и промывании слизистых содовым раствором. При растекании по коже поражённое место обильно орошают водой, а проглатывание требует промывания желудка и приёма известковой воды.

Источник: https://nauka.club/khimiya/sernaya-kislota.html

Серная кислота и ее соли. Химия. 9 класс. Разработка урока

Серная кислота, строение, свойства для 9 класса

УМК «Химия. 9 класс» О. С. Габриеляна.

Тип урока: комбинированный.

Цели:

а) познавательная – формировать умения характеризовать свойства серной кислоты в свете теории электролитической диссоциации, окислительно-восстановительных реакций, подтверждать соответствующими уравнениями химических реакций;

б) развивающая – усложнение смысловой функции речи, способность анализировать, обобщать, сравнивать;

в) воспитывающая – толерантное отношение к высказываниям других, дисциплинированность и собранность.

Задачи:

  • конкретизировать общие знания учащихся о свойствах кислот в свете теории электролитической диссоциации (ТЭД) на примере разбавленной серной кислоты;
  • конкретизировать знания учащихся об окислительных свойствах кислот на примере концентрированной серной кислоты;
  • показать народнохозяйственное значение этой кислоты и её солей.

Оборудование и материалы: серная кислота (разбавленная и концентрированная), для концентрированной кислоты необходима пипетка или стеклянная трубочка, гранулы цинка, медная проволока, раствор гидроксида натрия, раствор карбоната натрия, раствор хлорида бария, сахарная пудра, лучинка, лист белого картона, пробирки, эксикатор, фильтровальная бумага, горелка, сухое горючее, спички; компьютер, проектор, экран, компьютерная презентация; на ученических столах разложены периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева и «Таблица растворимости кислот, оснований и солей в воде», а также схема «Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами».

Использованные источники:

  • Настольная книга учителя. Химия. 9 класс. Габриелян О.С., Остроумов И.Г,
  • Химия. 9 класс. Учебник. Габриелян О.С.

Ход урока

Предварительная подготовка: на доске предварительно учителем написаны задания:

1) Осуществите цепочку превращений:

1234
SSO2SO3H2SO4BaSO4

2) Вычислите объем воздуха, который необходим для сжигания 320 мг серы.

3) Напишите молекулярные уравнения химических реакций, характеризующие свойства соляной кислоты.

I. Организационный момент

  • приветствие;
  • подготовка учащихся к уроку;
  • отметка отсутствующих в классном журнале;
  • обязательное размещение сумок на крючки на партах (для освобождения прохода между рядами).

II. Этап проверки выполнения домашнего задания

(Учитель вызывает одного ученика к доске еще на перемене, проверяет выполнение домашнего задания и просит ученика написать правильное решение на доске.)

Учитель: Ребята, на дом было задано задание. На доске нам написали правильное решение домашнего задания, сверьтесь со своим выполнением и записями. Поднимите, пожалуйста, руку те, у кого решение и записи совпадают с написанным на доске.

А теперь те, у кого есть неточности? Кто не выполнил домашнее задание, поднимите, пожалуйста, руку. На перемене подойдите к учителю и объясните причину.

(Учитель обязательно фиксирует фамилии тех, кто не выполнил домашнее задание и на перемене выясняет причины, делает соответствующие записи в дневниках.)

1. Опрос учащихся у доски

Учитель: Ребята, мы с вами уже много имеем информации о свойствах серосодержащих веществ, способах их получения. Давайте вместе вспомним основные моменты, а для этого выполним задания, написанные на доске. (Учитель сначала зачитывает задания, написанные на доске, а затем по желанию вызывает трех учеников.)

1.1. Один учащийся выполняет задание «Осуществите цепочку превращений:

1234
SSO2SO3H2SO4BaSO4

1.2. Второй учащийся решает задачу « Вычислите объем воздуха, который необходим для сжигания 320 мг серы»

1.3. Третий учащийся выполняет задание « Напишите молекулярные уравнения химических реакций, характеризующие свойства соляной кислоты»

2. Актуализация знаний в виде беседы

(В то время, как ученики выполняют задания на доске, учитель проводит беседу с учениками.)

Беседа с классом: (Учитель предупреждает, что при необходимости учащиеся могут делать записи в рабочих тетрадях.)

– Укажите расположение химического элемента серы в Периодической системе химических элементов;

– Рассчитайте число элементарных частиц в атоме серы (число протонов, электронов и нейтронов);

– Напишите и прочитайте электронную формулу атома серы;

– Укажите, какие степени окисления может проявлять сера в сложных веществах;

– Приведите примеры соединений серы, где она проявляет степени окисления 0, –2, +2, +4, +6;

– Составьте формулы оксидов серы и укажите характер этих оксидов серы;

– Составьте формулы соответствующих гидроксидов и укажите характер этих гидроксидов;

– Перечислите, с какими классами неорганических соединений будет реагировать сернистая и серная кислоты.

3. Проверка выполненных заданий учащимися у доски

Учитель просит прокомментировать выполненные задания, при необходимости делает замечания, вслух называет оценку каждого ученика с небольшим комментарием.

4. Тема, цели и задачи

Учитель с помощью учеников формулирует цель урока: «Изучить особенности химических свойств серной кислоты разной концентрации».

1. Свойства разбавленной серной кислоты

Учитель, используя слайд №2 компьютерной презентации, знакомит учащихся с физическими свойствами концентрированной кислоты и демонстрирует ее в склянке и в пробирке, для сравнения демонстрирует раствор серной кислоты.

Далее, учитель просит перечислить, с какими веществами будут реагировать кислоты. (слайды № 3–7)

Это типичные свойства кислот, которые характерны и для разбавленной серной кислоты. Учитель просит ребят записать уравнения реакций H2SO4 (разб.) в молекулярном виде:

  • с металлами до (Н2), например с Zn, (слайд №5)
  • с оксидами металлов (основными и амфотерными), например с MgO и ZnO (слайд №6);
  • с основаниями, например с NaOH, в зависимости от соотношения количества вещества серной кислоты и основания, могут образовываться разные соли (слайд №7,8)
  • с солями, например с Ca3(PO4)2 (слайд №9)

 (В тот момент, когда ученики списывают уравнения с доски, учитель проводит демонстрационные химические опыты, подтверждающие типичные химические свойства разбавленной серной кислоты.)

Учащиеся, с целью экономии времени, наблюдают за демонстрацией опытов, проводимых учителем.

2. Физкультминутка

Учитель проводит с учениками небольшую физкультминутку.

3. Свойства концентрированной серной кислоты (слайд №10)

Учитель демонстрирует следующие опыты:

  • разбавление концентрированной серной кислоты (необходимо повторить соответствующее правило: «кислота льется в воду»);
  • гигроскопические свойства H2SO4 (концентрированной) (слайд №11):
  • обугливание лучинки, бумаги, сахарной пудры (демонстрация опыта);
  • применение в эксикаторе для осушения веществ;
  • взаимодействие концентрированной серной кислоты (слайд №12) с металлами, объясняет учитель, совершенно отличается от реакции с ними разбавленной кислоты.

Очевидно, в силу того что она содержит очень мало воды (например, концентрированная лабораторная кислота всего 2%), окислителями будут не катионы Н+ ( их нет в таком «растворе» кислоты), а сами молекулы серной кислоты (точнее, S+6 , входящая в её состав). Поэтому H2SO4 (концентрированная) окисляет многие металлы, независимо от их положения в ряду напряжений, при этом образуя не Н2, а восстанавливаясь до S, SO2 или H2S в зависимости от металла и условий реакции.

Демонстрируется взаимодействие H2SO4 (концентрированной) с медью при нагревании и разбирается с точки зрения ОВР (для этого учитель вызывает одного ученика к доске, который методом электронного баланса расставляет коэффициенты в этом уравнении реакции):

Cu0 + 2H2S + 6O4 = Cu + 2SO4 + S + 4O2 + 2H2O

Учитель должен подчеркнуть, что H2SO4 (концентрированная) не реагирует с некоторыми металлами при обычных условиях (стандартных), например, с железом, алюминием, хромом, золотом. Поэтому её можно хранить в железной таре, перевозить в стальных цистернах.

Учитель: Для того, чтобы определить в каком случае какое вещество S, SO2 или H2S писать, надо воспользоваться подсказкой в виде схемы, которая находиться на вашем столе в виде раздаточного материала, а также на слайде №13, спишите ее, пожалуйста, в свою рабочую тетрадь.

Учитель: Ребята, пожалуйста, дома напишите уравнения химических реакций взаимодействия концентрированной серной кислоты с натрием и серебром, расставьте коэффициенты методом электронного баланса

4. Соли серной кислоты

Как двухосновная кислота, H2SO4 в растворе диссоциирует ступенчато:

H2SO4 = H+ + HSO4– (1 ступень)

HSO4– = H+ + SO42– (2 ступень)

Серная кислота образует два ряда солей:

  • кислые, или гидросульфаты, например, NaHSO4,
  • средние (нормальные), или сульфаты, например, Na2SO4.

Все гидросульфаты и большинство сульфатов хорошо растворимы в воде.

5. Качественная реакция на сульфат-ион (слайд №14)

Учитель просит учащихся дать определение понятия «качественная реакция», назвать реагенты на хлорид-ион и, используя «Таблицу растворимости кислот, оснований и солей в воде», определить, какие ионы могут быть использованы для проведения качественной реакции на сульфат-ион. Затем дает пояснения, почему именно ион бария, а не другие, предложенные учениками, проводит демонстрационный опыт.

Поэтому реактивом на сульфат-ион является ион бария:

Ba+2 + SO42– = BaSO4

(Если позволит время, то можно рассказать о представителях солей, вспомнить кристаллогидраты, показать образцы природных материалов, гипсование и т. д.)

Учитель: Ребята, дома, пожалуйста, по приведенному сокращенному ионному уравнению восстановите полное ионное и молекулярное уравнения.

6. Применение серной кислоты

Учитель, используя слайд №15, кратко знакомит учащихся с областями применения серной кислоты, ее значением в народном хозяйстве и производстве.

V. Этап закрепления новых знаний

Беседа:

– Перечислите, с какими классами неорганических веществ может реагировать разбавленная серная кислота.

– Какое условие должно выполняться, чтобы при взаимодействии серной кислоты и основания была получена кислая соль?

– Назовите, на какие ионы диссоциируют в растворе нормальные и кислые соли серной кислоты.

– Назовите, какие продукты реакции образуются при взаимодействии разбавленной серной кислоты с металлами.

– Назовите, какие продукты реакции могут образоваться при взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами.

– Определите и назовите, какие вещества будут образовываться при взаимодействии концентрированной серной кислоты с:

  • кальцием,
  • ртутью,
  • железом (реакция не идет),
  • барием,
  • алюминием,
  • серебром.

– Назовите металлы, с которыми при стандартных условиях не будет реагировать концентрированная серная кислота.

– Назовите ион, который используется для определения присутствия сульфат-иона в предложенном растворе.

VI. Этап информирования учащихся о домашнем задании

Учитель: Ребята, в завершении нашего урока еще раз посмотрите на экран, где в данный момент находится слайд о домашнем задании, и проверьте, все ли задание была зафиксировано в ваших рабочих тетрадях. Если есть конкретные вопросы по заданиям, то задавайте. Обратите ваше внимание на то, что указано задание из учебника. (слайд №16)

(В самом завершении урока учитель напоминает, что учащиеся, невыполнившие домашнее задание на этот урок, должны подойти на перемене)

VII. Этап подведения итогов урока

Учитель подводит итоги урока, называет оценки учащихся, которые отвечали у доски; отмечает самых активных и самых пассивных учащихся; благодарит за урок.

Источник: https://rosuchebnik.ru/material/sernaya-kislota-i-ee-soli-himiya-9-klass-razrabotka-uroka/

Серная кислота

Серная кислота, строение, свойства для 9 класса

Серная кислота H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6).

При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO3.

Если молярное отношение SO3 : H2O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1 — раствор SO3 в серной кислоте (олеум).

В XVIII—XIX веках серу для пороха производили из серного колчедана (пирит) на купоросных заводах. Серную кислоту в то время называли «купоросным маслом», очевидно отсюда происхождение названия её солей (а точнее именно кристаллогидратов) — купоросы.

Получение серной кислоты

Основная статья: Производство серной кислоты

В промышленности серную кислоту получают окислением диоксида серы (сернистый газ, образующийся в процессе сжигания серы или серного колчедана) до триоксида (серного ангидрида) с последующим взаимодействием SO3 с водой. Получаемую данным способом серную кислоту также называют контактной (концентрация 92-94 %).

2SO2 + O2 = 2SO3H2O + SO3 = H2SO4

Нитрозный (башенный) способ

Раньше серную кислоту получали исключительно нитрозным методом в специальных башнях, а кислоту называли башенной (концентрация 75 %). Сущность этого метода заключается в окислении диоксида серы диоксидом азота в присутствии воды. Именно таким способом произошла реакция в воздухе Лондона во время Великого смога.

SO2 + NO2 + H2O = H2SO4 + NO ↑

Другой способ

В тех редких случаях, когда сероводород (H2S) вытесняет сульфат(SO4-) из соли (с металлами Cu,Ag,Pb,Hg) побочным продуктом является серная кислота

H2S + CuSO4 = CuS + H2SO4

Сульфиды данных металлов обладают высочайшей прочностью, а также отличительным чёрным окрасом,

но могут быть окислены до сульфатов, например, азотной кислотой при кипении:

CuS + 8HNO3 → CuSO4 + 8NO2↑ + 4H2O

Физические и физико-химические свойства

Очень сильная кислота, при 18оС pKa (1) = −2,8, pKa (2) = 1,92 (К₂ 1,2 10−2); длины связей в молекуле S=O 0,143 нм, S—OH 0,154 нм, угол HOSOH 104°, OSO 119°; кипит, образуя азеотропную смесь (98,3 % H2SO4 и 1,7 % H2O с температурой кипения 338,8оС).

Серная кислота, отвечающая 100%-ному содержанию H2SO4, имеет состав (%): H2SO4 99,5, HSO4− — 0,18, H3SO4+ — 0,14, H3O+ — 0,09, H2S2O7, — 0,04, HS2O7⁻ — 0,05. Смешивается с водой и SO3, во всех соотношениях. В водных растворах серная кислота практически полностью диссоциирует на H3O+, HSO3+, и 2HSO₄−.

Образует гидраты H2SO4·nH2O, где n = 1, 2, 3, 4 и 6,5.

Олеум

Основная статья: Олеум

Растворы серного ангидрида SO3 в серной кислоте называются олеумом, они образуют два соединения H2SO4·SO3 и H2SO4·2SO3.

Олеум содержит также пиросерные кислоты, получающиеся по реакциям:

H2SO4 + SO3 → H2S2O7 Сульфит
H2SO4 + 2SO3 → H2S3O10

Температура кипения водных растворов серной кислоты повышается с ростом её концентрации и достигает максимума при содержании 98,3 % H2SO4.

Свойства водных растворов серной кислоты и олеума  % по массеПлотность при 20 ℃, г/см³Температура плавления, ℃Температура кипения, ℃H2SO4SO3 (свободный)
101,0661−5,5102,0
201,1394−19,0104,4
401,3028−65,2113,9
601,4983−25,8141,8
801,7272−3,0210,2
981,83650,1332,4
1001,830510,4296,2
104,5201,8968−11,0166,6
109401,961133,3100,6
113,5602,00127,169,8
118,0801,994716,955,0
122,51001,920316,844,7

Температура кипения олеума с увеличением содержания SO3 понижается.

При увеличении концентрации водных растворов серной кислоты общее давление пара над растворами понижается и при содержании 98,3 % H2SO4 достигает минимума.

С увеличением концентрации SO3 в олеуме общее давление пара над ним повышается. Давление пара над водными растворами серной кислоты и олеума можно вычислить по уравнению:

 lg ⁡p = A   −   B    +   2,126 ,                   T

величины коэффициентов А и В зависят от концентрации серной кислоты. Пар над водными растворами серной кислоты состоит из смеси паров воды, H2SO4 и SO3, при этом состав пара отличается от состава жидкости при всех концентрациях серной кислоты, кроме соответствующей азеотропной смеси.

С повышением температуры усиливается диссоциация:

H2SO4 ⟷ H2O + SO3 − Q . 

При нормальном давлении степень диссоциации: 10⁻⁵ (373 К), 2,5 (473 К), 27,1 (573 К), 69,1 (673 К).

Плотность 100%-ной серной кислоты можно определить по уравнению:

 d = 1,851 7 − 1,1 ⋅ 10−3 t + 2 ⋅ 10−6 t2 

С повышением концентрации растворов серной кислоты их теплоемкость уменьшается и достигает минимума для 100%-ной серной кислоты, теплоемкость олеума с повышением содержания SO3 увеличивается.

При повышении концентрации и понижении температуры теплопроводность λ уменьшается:

 λ = 0,518 + 0,0016t − ( 0,25 + t/1293 ) ⋅ C/100

где С — концентрация серной кислоты, в %.

Максимальную вязкость имеет олеум H2SO4·SO3, с повышением температуры η снижается. Электрическое сопротивление серной кислоты минимально при концентрации SO3 и 92 % H2SO4 и максимально при концентрации 84 и 99,8 % H2SO4. Для олеума минимальное ρ при концентрации 10 % SO3.

С повышением температуры ρ серной кислоты увеличивается.

Диэлектрическая проницаемость 100%-ной серной кислоты 101 (298,15 К), 122 (281,15 К); криоскопическая постоянная 6,12, эбулиоскопическая постоянная 5,33; коэффициент диффузии пара серной кислоты в воздухе изменяется в зависимости от температуры; D = 1,67·10⁻⁵T3/2 см²/с.

Химические свойства

Серная кислота в концентрированном виде при нагревании — довольно сильный окислитель.

Окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов.

8HI + H2SO4 = 4I2 ↓ + H2S↑ + 4H2O
2HBr + H2SO4 = Br2↓ + SO2↑ + 2H2O

Углерод до CO2, серу — до SO2.

C + 2H2SO4 = 2SO2↑ + CO2 ↑ + 2H2O
S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O

Окисляет многие металлы (исключения: Au, Pt, Ir, Rh, Ta.). При этом концентрированная серная кислота восстанавливается до SO2, например:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + 2H2O + SO2

На холоде в концентрированной серной кислоте Fe, Al, Cr, Co, Ni, Ba пассивируются и реакции не протекают.

Наиболее сильными восстановителями концентрированная серная кислота восстанавливается до S и H2S. Концентрированная серная кислота поглощает водяные пары, поэтому она применяется для сушки газов, жидкостей и твёрдых тел, например, в эксикаторах.

Однако концентрированная H2SO4 частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки.

Отщепляя воду от органических соединений и оставляя при этом чёрный углерод (уголь), концентрированная серная кислота приводит к обугливанию древесины, сахара и других веществ.

Разбавленная H2SO4 взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением, например:

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑

Окислительные свойства для разбавленной H2SO4 нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты.

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

Серная кислота реагирует также с основными оксидами, образуя сульфат и воду:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

На металлообрабатывающих заводах раствор серной кислоты применяют для удаления слоя оксида металла с поверхности металлических изделий, подвергающихся в процессе изготовления сильному нагреванию. Так, оксид железа удаляется с поверхности листового железа действием нагретого раствора серной кислоты:

Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O

Концентрированная H2SO4 превращает некоторые органические вещества в другие соединения углерода:

HCOOH + H2SO4(k) = CO↑ + H2SO4 ⋅ nH2O

Качественной реакцией на серную кислоту и её растворимые соли является их взаимодействие с растворимыми солями бария, при котором образуется белый осадок сульфата бария, нерастворимый в воде и кислотах, например:

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl

Применение

Перевозка серной кислоты железнодорожным транспортом осуществляется в специализированных вагонах-цистернахКонтейнеры-цистерны для перевозки серной кислоты погруженные на железнодорожные фитинговые платформы, станция Волковская, Санкт-Петербург

Серную кислоту применяют:

  • в обработке руд, особенно при добыче редких элементов, в том числе урана, иридия, циркония, осмия и т. п.;
  • в производстве минеральных удобрений;
  • как электролит в свинцовых аккумуляторах;
  • для получения различных минеральных кислот и солей;
  • в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ;
  • в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;
  • в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513 (эмульгатор);
  • в промышленном органическом синтезе в реакциях:
    • дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);
    • гидратации (этанол из этилена);
    • сульфирования (синтетические моющие средства и промежуточные продукты в производстве красителей);
    • алкилирования (получение изооктана, полиэтиленгликоля, капролактама) и др.;
    • для восстановления смол в фильтрах на производстве дистиллированной воды.

Мировое производство серной кислоты около 200 млн тонн в год. Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений.

На P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется в 2,2—3,4 раза больше по массе серной кислоты, а на (NH₄)₂SO₄ серной кислоты 75 % от массы расходуемого (NH₄)₂SO₄.

Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами по производству минеральных удобрений.

Токсическое действие

Серная кислота и олеум — очень едкие вещества. Они поражают кожу, слизистые оболочки, дыхательные пути (вызывают химические ожоги). При вдыхании паров этих веществ они вызывают затруднение дыхания, кашель, нередко — ларингит, трахеит, бронхит и т. д.

Предельно допустимая концентрация аэрозоля серной кислоты в воздухе рабочей зоны 1,0 мг/м³, в атмосферном воздухе 0,3 мг/м³ (максимальная разовая) и 0,1 мг/м³ (среднесуточная). Поражающая концентрация паров серной кислоты 0,008 мг/л (экспозиция 60 мин), смертельная 0,18 мг/л (60 мин). Класс опасности II.

Аэрозоль серной кислоты может образовываться в атмосфере в результате выбросов химических и металлургических производств, содержащих оксиды S, и выпадать в виде кислотных дождей.

В РФ оборот серной кислоты концентрации 45% и более – ограничен.

 

Серная кислота известна с древности, встречаясь в природе в свободном виде, например, в виде озёр вблизи вулканов. Возможно, первое упоминание о кислых газах, получаемых при прокаливании квасцов или железного купороса «зеленого камня», встречается в сочинениях, приписываемых арабскому алхимику Джабир ибн Хайяну.

В IX веке персидский алхимик Ар-Рази, прокаливая смесь железного и медного купороса (FeSO4•7H2O и CuSO4•5H2O), также получил раствор серной кислоты. Этот способ усовершенствовал европейский алхимик Альберт Магнус, живший в XIII веке.

Схема получения серной кислоты из железного купороса — термическое разложение сульфата железа (II) с последующим охлаждением смеси

  Молекула серной кислоты по Дальтону

2FeSO4 + 7H2O → Fe2O3 + SO2 + H2O + O22SO2 + 2H2O + O2 ⇄ 2H2SO4

В трудах алхимика Валентина (XIII в) описывается способ получения серной кислоты путём поглощения водой газа (серный ангидрид), выделяющегося при сжигании смеси порошков серы и селитры.

Впоследствии этот способ лег в основу т. н. «камерного» способа, осуществляемого в небольших камерах, облицованных свинцом, который не растворяется в серной кислоте.

В СССР такой способ просуществовал вплоть до 1955 г.

Алхимикам XV в известен был также способ получения серной кислоты из пирита — серного колчедана, более дешевого и распространенного сырья, чем сера. Таким способом получали серную кислоту на протяжении 300 лет, небольшими количествами в стеклянных ретортах.

Впоследствии, в связи с развитием катализа этот метод вытеснил камерный способ синтеза серной кислоты.

В настоящее время серную кислоту получают каталитическим окислением (на V2O5) оксида серы (IV) в оксид серы (VI), и последующим растворением оксида серы (VI) в 70 % серной кислоте с образованием олеума.

В России производство серной кислоты впервые было организовано в 1805 году под Москвой в Звенигородском уезде. В 1913 году Россия по производству серной кислоты занимала 13 место в мире.

Дополнительные сведения

Мельчайшие капельки серной кислоты могут образовываться в средних и верхних слоях атмосферы в результате реакции водяного пара и вулканического пепла, содержащего большие количества серы. Получившаяся взвесь, из-за высокого альбедо облаков серной кислоты, затрудняет доступ солнечных лучей к поверхности планеты.

Поэтому (а также в результате большого количества мельчайших частиц вулканического пепла в верхних слоях атмосферы, также затрудняющих доступ солнечному свету к планете) после особо сильных вулканических извержений могут произойти значительные изменения климата.

Например, в результате извержения вулкана Ксудач (Полуостров Камчатка, 1907 г.) повышенная концентрация пыли в атмосфере держалась около 2 лет, а характерные серебристые облака серной кислоты наблюдались даже в Париже.

Взрыв вулкана Пинатубо в 1991 году, отправивший в атмосферу 3⋅107 тонн серы, привёл к тому, что 1992 и 1993 года были значительно холоднее, чем 1991 и 1994.

Стандарты

  • Кислота серная техническая ГОСТ 2184-77
  • Кислота серная аккумуляторная. Технические условия ГОСТ 667-73
  • Кислота серная особой чистоты. Технические условия ГОСТ 14262-78
  • Реактивы. Кислота серная. Технические условия ГОСТ 4204-77

Источник: https://chem.ru/sernaja-kislota.html

Серная кислота — химические свойства и промышленное производство

Серная кислота, строение, свойства для 9 класса

Физические свойства серной кислоты:
Тяжелая маслянистая жидкость («купоросное масло»);
плотность 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

Теплота гидратации настолько велика, что смесь может вскипать, разбрызгиваться и вызывать ожоги. Поэтому необходимо добавлять кислоту к воде, а не наоборот, поскольку при добавлении воды к кислоте более легкая вода окажется на поверхности кислоты, где и сосредоточится вся выделяющаяся теплота.

Промышленное производство серной кислоты (контактный способ):

1)      4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

2)      2SO2 + O2 V2O5→ 2SO3

3)      nSO3 + H2SO4 → H2SO4·nSO3 (олеум)

Измельчённый очищенный влажный пирит (серный колчедан) сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое«. Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащённый кислородом.

Из печи выходит печной газ, состав которого: SO2, O2, пары воды (пирит был влажный) и мельчайшие частицы огарка (оксида железа). Газ очищают от примесей твёрдых частиц (в циклоне и электрофильтре) и паров воды (в сушильной башне).

В контактном аппарате происходит окисление сернистого газа с использованием катализатора V2O5 ( пятиокись ванадия) для увеличения скорости реакции. Процесс окисления одного оксида в другой является обратимым.

Поэтому подбирают оптимальные условия протекания прямой реакции — повышенное давление (т.к прямая реакция идет с уменьшением общего объема) и температура не выше 500 С ( т.к реакция экзотермическая).

В поглотительной башне происходит поглощение оксида серы (VI) концентрированной серной кислотой.
Поглощение водой не используют, т.

к оксид серы растворяется в воде с выделением большого количества теплоты, поэтому образующаяся  серная кислота закипает и превращается в пар.

Для того, чтобы не образовывалось сернокислотного тумана, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3

Химические свойства серной кислоты:

H2SO4 — сильная двухосновная кислота, одна из самых сильных минеральных кислот, из-за высокой полярности связь Н – О легко разрывается.

1)  В водном растворе серная кислота диссоциирует, образуя ион водорода и кислотный остаток:
H2SO4 = H+ + HSO4—;
HSO4— = H+ + SO42-.Суммарное уравнение:

H2SO4 = 2H+ + SO42-.

2)  Взаимодействие серной кислоты с металлами:Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn0 + H2+1SO4(разб) → Zn+2SO4 + H2

3)   Взаимодействие серной кислоты с основными оксидами:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

4)    Взаимодействие серной кислоты с гидроксидами:
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

5)     Обменные реакции с солями:
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется для обнаружения серной кислоты и растворимых сульфатов (качественная реакция на сульфат ион).

Особые свойства концентрированной H2SO4 :

1)     Концентрированная серная кислота является сильным окислителем; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) восстанавливаться до S+4O2, S0 или H2S-2  в зависимости от активности металла.

Без нагревания не реагирует  с Fe, Al, Cr – пассивация.

  При взаимодействии с металлами, обладающими переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления, чем в случае с разбавленным раствором кислоты: Fe0 Fe3+, Cr0 Cr3+, Mn0 Mn4+,Sn0 Sn4+

Активный металл

8 Al + 15 H2SO4(конц.)→4Al2(SO4)3 + 12H2O + 3H2S
4│2Al0 – 6e— → 2Al3+ — окисление
3│ S6+ + 8e → S2– восстановление

4Mg+ 5H2SO4 → 4MgSO4 + H2S­ + 4H2O

Металл средней активности

2Cr + 4 H2SO4(конц.)→ Cr2(SO4)3 + 4 H2O + S
1│ 2Cr0 – 6e →2Cr3+— окисление
1│ S6+ + 6e → S0 – восстановление

Металл малоактивный

2Bi + 6H2SO4(конц.)→ Bi2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2
1│ 2Bi0 – 6e → 2Bi3+ – окисление
3│ S6+ + 2e →S4+ — восстановление

2Ag + 2H2SO4 →Ag2SO4 + SO2­ + 2H2O

 2)     Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы как правило до максимальной степени окисления, сама восстанавливается до S+4O2:

С + 2H2SO4(конц) → CO2­ + 2SO2­ + 2H2O

S+ 2H2SO4(конц) → 3SO2­ + 2H2O

2P+ 5H2SO4(конц)→5SO2­ + 2H3PO4 + 2H2O

3) Окисление сложных веществ:Серная кислота окисляет HI и НВг до свободных галогенов:

2 КВr + 2Н2SO4 = К2SО4 + SO2 + Вr2 + 2Н2О

2 КI + 2Н2SО4 = К2SO4 + SO2 +  I2 + 2Н2ОКонцентрированная серная кислота не может окислить хлорид-ионы до свободного хлора, что дает возможность получать НСl по реакции обмена:

NаСl + Н2SO4(конц.) = NаНSO4 + НСl

Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты приводит к получению этилена:
С2Н5ОН = С2Н4 + Н2О.

Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и др. углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием:
C6H12O6 + 12H2SO4 = 18H2O + 12SO2↑ + 6CO2↑.

Источник: http://himege.ru/sernaya-kislota-ximicheskie-svojstva-i-promyshlennoe-proizvodstvo/

Ваш педагог
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: