Сульфид железа (II) свойства, риски и использование
сульфид железа (II), также называется сульфид железа, представляет собой химическое соединение формулы FeS. Порошок сульфида железа пирофорный (самовозгорается в воздухе).
Сульфид железа (II) получают нагреванием серы и железа по реакции:
Реакция очень экзотермическая (выделяет тепло), и соотношение железа и серы должно составлять 7: 4 (NileRed, 2014).
Сульфид железа также может быть получен в водной среде путем растворения серы в растворе ионного железа (II). Сера при растворении образует сероводород, который обратимо реагирует с ионами железа (II) в соответствии с реакцией
вера 2+ + H2S FeS (s) + 2H +
Однако эта реакция конкурирует с реакцией образования сульфата железа (II) кислоты следующим образом:
Затем сульфат кислоты железа (II) разлагается на сульфат железа, хотя реакция происходит очень медленно (Rickard, 1995)..
- 1 Физико-химические свойства
- 2 Реактивность и опасности
- 3 Обработка и хранение
- 4 использования
- 5 ссылок
Физико-химические свойства
Сульфид железа (II) представляет собой твердое вещество темно-коричневого или черного цвета. Когда оно чисто, оно бесцветно (Национальный центр биотехнологической информации, С.Ф.). Рисунок 2 иллюстрирует появление сульфида железа.
Соединение имеет молекулярную массу 87,910 г / моль и плотность 4,84 г / мл. Он имеет температуру плавления 1195 ° C и нерастворим в воде и азотной кислоте (Royal Society of Chemistry, 2015).
Сульфид железа реагирует в кислой среде с образованием оксидов железа и паров сероводорода, которые являются чрезвычайно токсичными. Это наблюдается в следующей реакции:
FeS + 2H + → Вера 2+ + H2S
Реагирует с разбавленными растворами серной кислоты с образованием оксида железа, диоксида серы и воды по реакции:
Реактивность и опасности
Сульфид железа является нестабильным соединением и реагирует с воздухом с образованием оксида железа и серы. Соединение является пирофорным и может самопроизвольно воспламениться, а также является продуктом сильного воздействия, поэтому не рекомендуется измельчать его в ступке, когда он синтезируется, и с ним следует обращаться осторожно..
Реагирует с окислителями, а при нагревании разложение выделяет токсичные пары оксидов серы. Состав очень опасен при проглатывании и опасен при попадании в глаза (раздражение) и вдыхании (паспорт безопасности материала Сульфид железа, 2013 г.).
В случае попадания в глаза их следует промыть большим количеством воды в течение не менее 15 минут, иногда поднимая верхнее и нижнее веко..
Если соединение попало на кожу, его следует промыть большим количеством воды в течение не менее 15 минут при снятии загрязненной одежды и обуви..
В случае проглатывания, если пострадавший находится в сознании и настороже, ему следует дать 2-4 стакана молока или воды. Никогда не давайте ничего человеку без сознания
В случае вдыхания пострадавший должен быть удален с места воздействия и перенесен в прохладное место. Если он не дышит, следует применять искусственное дыхание. Если дыхание затруднено, следует назначить кислород.
Во всех случаях требуется немедленная медицинская помощь (Fisher Scientific, 2009).
Сульфид железа участвует в редком доброкачественном состоянии, известном как псевдомеланоз двенадцатиперстной кишки. Эндоскопически это проявляется в виде дискретных плоских черно-коричневых пятен на слизистой двенадцатиперстной кишки..
Он не вызывает симптомов и может быть обратимым. С помощью электронной микроскопии и рентгеновского анализа рассеивания энергии электронным зондом пигмент в основном соответствует накоплению сульфида железа (FeS) в макрофагах в собственной пластинке слизистой оболочки (Cheng CL, 2000)..
Обработка и хранение
Сульфид железа следует хранить вдали от источников тепла и источников возгорания. Пустые контейнеры представляют опасность пожара, отходы должны испаряться под вытяжкой. Заземлите все оборудование, содержащее материал, чтобы избежать электрических искр.
Не вдыхать пыль. Избегать контакта с глазами. Носите подходящую защитную одежду. В случае недостаточной вентиляции, носить подходящее дыхательное оборудование.
Если вы плохо себя чувствуете, вам следует обратиться к врачу и как можно больше показать этикетку продукта. Соединение следует хранить вдали от несовместимых веществ, таких как окислители и кислоты.
Контейнер, содержащий состав, должен быть сухим в прохладном месте. И это должно быть герметично закрыто в проветриваемом месте. Горючие материалы следует хранить вдали от сильной жары и вдали от сильных окислителей..
приложений
Сульфид железа используется в промышленности по производству сплавов и нержавеющей стали для контроля за охрупчиванием водорода. Металлургическая промышленность использует сульфид железа в качестве восстанавливающего сульфурирование материала при изготовлении безуглеродистых, легированных и нержавеющих сталей для резки..
Он также действует в качестве разлагающего агента для улучшения производительности стального литейного станка, который используется при производстве различных стальных деталей. При очистке неочищенной фосфорной кислоты сульфид железа используется в качестве восстановителя для удаления тяжелых примесей из фосфорной кислоты..
Другое использование сульфида железа в производстве ковкого железа. Сульфид железа в сочетании с двухвалентным кремнием и железомарганцем используется для увеличения содержания серы в стали и железе.
Сульфид железа также используется в качестве лабораторного химического вещества для приготовления сероводорода. В красках для волос, краске, керамике, флаконах и стаканах в качестве пигмента используется сульфид железа. Он также используется в смазочных материалах и для очистки выхлопных газов..
Сульфид железа совместим с сульфатами. Сульфатные соединения растворимы в воде и используются при обработке воды. Сульфид железа также используется при производстве металлических отливок.
Источник
Сернистые металлы
Соли сероводородной кислоты называются сернистыми металлами или сульфидами. Они могут быть получены непосредственным соединением металлов с серой. Смешав, например, железные опилки с порошкообразной серой и нагрев смесь в одном месте, легко вызвать реакцию соединения железа с серой, которая дальше идет сама собой, сопровождаясь выделением большого количества тепла и образованием сульфида железа:
Fe + S = FeS + 22,8 ккал
Многие сульфиды можно получить, действуя сероводородом на растворимые в воде соли соответствующих металлов. Так, например, если пропускать сероводород в раствор какой-нибудь медной соли, то сейчас же появляется черный осадок сульфида меди:
или в ионной форме
Осадок нерастворим не только в воде, но и в разбавленных кислотах. Если бы осадок растворялся в разбавленных кислотах, то, как это видно из уравнения, он вообще не мог бы образоваться, так как при реакции получаются ионы водорода. Подобно медным солям относятся к действию сероводорода соли серебра, свинца, ртути и некоторых других металлов.
Но если прилить сероводородной воды к раствору какой-нибудь железной соли, то никакого осадка не получается. Сульфид железа растворяется в разбавленных кислотах с выделением сероводорода, а так как при реакции одновременно с сульфидом железа образуются и ионы водорода, то последние, вступая во взаимодействие с FeS, снова дают сероводород и ионы железа. Таким образом, реакция между сероводородом и железными солями обратима и приводит к состоянию равновесия:
которое практически полностью сдвинуто в сторону образования сероводорода и ионов железа.
Чтобы заставить реакцию идти слева направо, нужно все время удалять образующиеся ионы водорода. Этого можно достигнуть, прибавив к раствору щелочи. Гидроксильные ионы будут связывать ионы водорода, и реакция пойдет до конца вправо.
Еще проще действовать на соль железа вместо сероводорода каким-нибудь растворимым в воде сернистым металлом, например Na2S; тогда при реакции совсем не образуется ионов водо-рода и сульфид железа сейчас же выделяется в виде черного осадка:
Точно так же получаются сульфиды марганца и цинка, которые нерастворимы в воде, но растворяются в разбавленных кислотах.
Наконец, существуют растворимые в воде сульфиды, как, например, Na2S, K2S. Понятно, что они не могут быть получены из соответствующих солей ни действием сероводорода, ни действием других сульфидов.
Различием в растворимости сульфидов пользуются в аналитической химии для последовательного осаждения металлов из растворов их солей.
Сульфиды, как соли очень слабой кислоты, легко подвергаются гидролизу. Например, сульфид натрия при растворении в воде почти целиком гидролизуется с образованием кислой соли:
Сероводород может и непосредственно вступать в реакцию с некоторыми металлами, образуя сульфиды.
Опустим, например, блестящую серебряную монету в сероводородную воду. Монета тотчас же чернеет вследствие образования на ее поверхности сульфида серебра. Реакция эта идет при участии кислорода воздуха по следующему уравнению:
По этой причине серебряные и медные предметы довольно быстро покрываются темным налетом в воздухе, содержащем сероводород.
Многосернистые металлы. При взбалтывании раствора какого-нибудь сульфида, например Na2S, с серой последняя растворяется в нем, и после выпаривания получается остаток, содержащий, кроме Na2S, также соединения переменного состава — от Na2S2 до Na2S5. Такие соединения называются многосернистыми металлами или полисульфидами.
При сплавлении серы с содой или поташом также получается смесь полисульфидов. Этот продукт был известен еще алхимикам и получил от них название серной печени.
При действии кислот полисульфиды разлагаются с выделением сероводорода и свободной серы; например:
Если же постепенно вносить полисульфиды натрия или калия в концентрированную соляную кислоту, то сероводород не выделяется, а на дне сосуда собирается желтая маслообразная жидкость, содержащая различные многосернистые соединения водорода, из которой можно выделить H2S2, H 2S3 и др. Многосернистые соединения водорода непрочны и на воздухе постепенно разлагаются на сероводород и серу.
Строение многосернистых водородов, вероятно, сходно со строением перекиси водорода. Например, строение трехсернистого водорода H2S3 можно изобразить так:
Обыкновенная структурная формула того же соединения будет иметь вид:
Сульфиды калия и натрия широко применяются в красильном деле, а также в кожевенном производстве, где смесью сернистого калия и сернистого натрия с известью пользуются для удаления шерсти со шкур. Полисульфиды применяются при синтезе некоторых видов искусственного каучука.
Вы читаете, статья на тему Сернистые металлы
Источник
Сера. Химия серы и ее соединений
Положение в периодической системе химических элементов
Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение серы
Электронная конфигурация серы в основном состоянии :
Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:
Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:
Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.
Степени окисления атома серы – от -2 до +4. Характерные степени окисления -2, 0, +4, +6.
Физические свойства и нахождение в природе
Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).
Наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера S8. Это хрупкое вещество желтого цвета .
Моноклинная сера – это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны» . Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96 о С, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.
Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.
В природе сера встречается:
- в самородном виде;
- в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS2, сульфид ртути HgS — киноварь и др.)
- в составе сульфатов (CaSO4·2H2O гипс, Na2SO4·10H2O — глауберова соль)
Соединения серы
Типичные соединения фосфора:
Степень окисления | Типичные соединения |
+6 | Оксид серы(VI) SO3 Галогенангидриды: SО2Cl2 |
+4 | Оксид серы (IV) SO2 Галогенангидриды: SOCl2 |
–2 | Сероводород H2S Сульфиды металлов MeS |
Способы получения серы
1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на меторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.
2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.
3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):
Химические свойства серы
В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.
1. Сера проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами .
1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV) :
1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:
1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:
2S + C → CS2
1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.
Например , железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:
S + Fe → FeS
S + Hg → HgS
Еще пример : алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:
1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:
2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.
2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).
Например , азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:
Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S +6 не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):
Соединения хлора, например , бертолетова соль , также окисляют серу до +4:
S + 2KClO3 → 3SO2 + 2KCl
Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:
2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.
Например , сера реагирует с гидроксидом натрия:
При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:
Сероводород
Строение молекулы и физические свойства
Сероводород H2S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.
Геометрическая форма молекулы серводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1 о .
Способы получения сероводорода
В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.
Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑
Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:
Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.
Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.
Химические свойства сероводорода
1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:
Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:
H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
H2S + NaOH → NaНS + H2O
2. Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):
В избытке кислорода:
3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.
Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:
H2S + Br2 → 2HBr + S↓
H2S + Cl2 → 2HCl + S↓
Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:
Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:
При кипячении сера окисляется до серной кислоты:
Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.
Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:
Соединения железа (III) также окисляют сероводород:
H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl
Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводродо до молекулярной серы:
Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:
Либо до оксида серы (IV):
4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, н ив минеральных кислотах.
Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:
Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.
Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.
Сульфиды
Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.
По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.
Растворимые в воде | Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах | Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах (только в азотной и серной конц.) | Разлагаемые водой, в растворе не существуют | |||||||||||||||||||||||||||
Сульфиды щелочных металлов и аммония | Сульфиды прочих металлов, расположенных до железа в ряду активности. Белые и цветные сульфиды (ZnS, MnS, FeS, CdS) | Черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag2S, NiS, CoS) | Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III)) | |||||||||||||||||||||||||||
Реагируют с минеральными кислотами с образованием сероводорода | Не реагируют с минеральными кислотами, сероводород получить напрямую нельзя |
Оксиды серы | Цвет | Фаза | Характер оксида |
SO2 Оксид сера (IV), сернистый газ | бесцветный | газ | кислотный |
SO3 Оксид серы (VI), серный ангидрид | бесцветный | жидкость | кислотный |
Оксид серы (IV)
Оксид серы (IV) – это кислотный оксид . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.
Cпособы получения окисда серы (IV):
1. Сжигание серы на воздухе :
2. Горение сульфидов и сероводорода:
2CuS + 3O2 → 2SO2 + 2CuO
3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:
Например , сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:
4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.
Например , взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:
Химические свойства оксида серы (IV):
Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя .
1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов .
Например , оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):
SO2(изб) + NaOH → NaHSO3
Еще пример : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:
2. При взаимодействии с водой S O2 образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.
3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.
Например , оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:
Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:
Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:
Озон также окисляет оксид серы (IV):
Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:
Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:
4. В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства.
Например , при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:
Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:
SO2 + 2CO → 2СО2 + S
Оксид серы (VI)
Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.
Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.
Сернистый газ окисляют и другие окислители, например , озон или оксид азота (IV):
Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):
Химические свойства оксида серы (VI).
1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:
2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом , взаимодействует с щелочами и основными оксидами.
Например , оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:
Еще пример : оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):
SO3 + MgO → MgSO4
3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель , так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:
4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO3 в H2SO4.
Серная кислота
Строение молекулы и физические свойства
Серная кислота H2SO4 – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.
Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.
Валентность серы в серной кислоте равна VI.
Способы получения
1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS2.
Основные стадии получения серной кислоты :
- Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
- Очистка полученного газа от примесей.
- Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
- Взаимодействие серного ангидрида с водой.
Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):
Аппарат | Назначение и уравненяи реакций |
Печь для обжига | 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащѐнный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800 о С |
Циклон | Из печи выходит печной газ, который состоит из SO2, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз. |
Электрофильтр | Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра). |
Сушильная башня | Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота. |
Теплообменник | Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата. |
Контактный аппарат | 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3):
Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO2 в SO3. Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню. |
Поглотительная башня | Получение H2SO4 протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3. Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю. |
Общие научные принципы химического производства:
- Непрерывность.
- Противоток
- Катализ
- Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
- Теплообмен
- Рациональное использование сырья
Химические свойства
Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .
1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:
По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:
HSO4 – ⇄ H + + SO4 2–
2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:
Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:
Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:
3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).
Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:
Или с силикатом натрия:
Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:
Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:
4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями .
Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:
5. Разбавленная серная кислота взаимодествует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.
Например , серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):
Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO2. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н2S.
Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.
При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:
При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:
При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:
6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.
7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.
Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):
Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:
Сернистая кислота
Сернистая кислота H2SO3 – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещества, которое .
Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.
Химические свойства.
1. Сернистая кислота H2SO3 в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:
HSO3 – ↔ SO3 2– + H +
2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:
Соли серной кислоты – сульфаты
Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.
1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.
2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO2 и кислород O2;
При разложении сульфата железа (II) в FeSO4 Fe (II) окисляется до Fe (III)
Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.
3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.
Например , сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:
CaSO4 + 4C → CaS + 4CO
4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:
CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос
FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос
ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос
Источник
➤