Sulfaatsuur: formule en chemiese eienskappe

2024 Outeur: Angel Austin | [email protected]. Laas verander: 2024-01-02 17:39

Een van die heel eerste minerale sure wat aan die mens bekend geword het, is swawelsuur, of sulfaat. Nie net sy self nie, maar ook baie van haar soute is in konstruksie, medisyne, die voedselindustrie en vir tegniese doeleindes gebruik. Tot dusver het niks in hierdie opsig verander nie. 'n Aantal eienskappe wat sulfaatsuur besit, maak dit eenvoudig onontbeerlik in chemiese sinteses. Daarbenewens word die soute daarvan in byna alle sektore van die alledaagse lewe en nywerheid gebruik. Daarom sal ons in detail oorweeg wat dit is en wat die kenmerke van die gemanifesteerde eienskappe is.

Verskeidenheid name

Kom ons begin met die feit dat hierdie stof baie name het. Onder hulle is daar dié wat volgens rasionele nomenklatuur gevorm is, en dié wat histories ontwikkel het. Dus, hierdie verbinding word aangedui as:

• sulfaatsuur;
• vitriol;
• swaelsuur;
• oleum.

Alhoewel die term "oleum" nie heeltemal geskik is vir hierdie stof nie, aangesien dit 'n mengsel van swaelsuur en hoër swaweloksied is -SO_3.

Sulfaatsuur: formule en molekulêre struktuur

Vanuit die oogpunt van chemiese afkorting, kan die formule van hierdie suur soos volg geskryf word: H₂SO_{4. Natuurlik bestaan die molekule uit twee waterstofkatione en 'n anioon van die suurresidu - sulfaatioon, wat 'n lading van 2+ het.}

In hierdie geval tree die volgende bindings binne die molekule op:

• kovalente polêr tussen swael en suurstof;
• kovalent sterk polêr tussen waterstof en suurresidu SO_4.

Swael, met 6 ongepaarde elektrone, vorm twee dubbelbindings met twee suurstofatome. Met 'n paar meer - enkel, en diegene, op hul beurt, enkel met waterstof. As gevolg hiervan laat die struktuur van die molekule dit sterk genoeg wees. Terselfdertyd is die waterstofkation baie beweeglik en verlaat dit maklik, want swael en suurstof is baie meer elektronegatief. Deur die elektrondigtheid op hulself te trek, voorsien hulle waterstof met 'n gedeeltelik positiewe lading, wat vol word wanneer dit losgemaak word. Dit is hoe suur oplossings gevorm word, waarin daar H+ is.

As ons praat oor die oksidasietoestande van die elemente in die verbinding, dan sulfaatsuur, waarvan die formule H₂SO_{4 is, laat jou maklik toe om hulle te bereken: waterstof +1, suurstof -2, swael +6.}

Soos in enige molekule, is die totale lading nul.

Ontdekkinggeskiedenis

Sulfaatsuur is sedert die oudheid aan mense bekend. Selfs alchemiste het geweet hoe om dit te kry deur verskeie vitriole te kalsineer. MetReeds in die 9de eeu het mense hierdie stof ontvang en gebruik. Later in Europa het Albert Magnus geleer hoe om suur uit die ontbinding van ystersulfaat te onttrek.

Nie een van die metodes was egter winsgewend nie. Toe het die sogenaamde kamerweergawe van sintese bekend geword. Hiervoor is swael en nitraat verbrand, en die vrygestelde dampe is deur water geabsorbeer. As gevolg hiervan is sulfaatsuur gevorm.

Selfs later het die Britte daarin geslaag om die goedkoopste metode te vind om hierdie stof te bekom. Piriet is hiervoor gebruik - FeS_{2, ysterpyriet. Die rooster daarvan en daaropvolgende interaksie met suurstof vorm steeds een van die belangrikste industriële metodes vir die sintese van swaelsuur. Sulke grondstowwe is meer bekostigbaar, goedkoper en van hoër geh alte vir groot volumes produksie.}

Fisiese eienskappe

Daar is verskeie parameters, insluitend eksternes, wat sulfaatsuur van ander onderskei. Die fisiese eienskappe daarvan kan in verskeie punte beskryf word:

1. Vloeistof onder standaardtoestande.
2. In sy gekonsentreerde toestand is dit swaar, olierig, waarvoor dit die naam "vitriol" ontvang het.
3. Digtheid van materie - 1,84 g/cm3.
4. Geen kleur of reuk nie.
5. Dit het 'n uitgesproke "koper"-smaak.
6. Los baie goed op in water, amper onbeperk.
7. higroskopies, in staat om beide vry en gebonde water uit weefsels vas te vang.
8. Nie-vlugtig.
9. Kookpunt - 296oC.
10. Smelting by 10, 3oC.

Een van die belangrikste kenmerke van hierdie verbinding is die vermoë om te hidreer met die vrystelling van 'n groot hoeveelheid hitte. Daarom word kinders selfs van die skoolbank af geleer dat dit geensins moontlik is om water by suur te voeg nie, maar net andersom. Water is immers ligter in digtheid, so dit sal op die oppervlak ophoop. As dit skielik by suur gevoeg word, sal as gevolg van die oplossingsreaksie so 'n groot hoeveelheid energie vrygestel word dat die water sal kook en saam met deeltjies van 'n gevaarlike stof begin spat. Dit kan ernstige chemiese brandwonde aan die vel van die hande veroorsaak.

Daarom moet suur in 'n dun stra altjie in water gegooi word, dan sal die mengsel baie warm word, maar sal nie kook nie, wat beteken dat die vloeistof ook sal spat.

Chemiese eienskappe

Vanuit die oogpunt van chemie is hierdie suur baie sterk, veral as dit 'n gekonsentreerde oplossing is. Dit is tweebasies, daarom dissosieer dit in stappe, met die vorming van hidrosulfaat en sulfaat anione.

Oor die algemeen stem die interaksie daarvan met verskeie verbindings ooreen met al die hoofreaksies wat kenmerkend is van hierdie klas stowwe. Ons kan voorbeelde gee van verskeie vergelykings waarin sulfaatsuur deelneem. Chemiese eienskappe word gemanifesteer in die interaksie daarvan met:

• soute;
• metaaloksiede en -hidroksiede;
• amfoteriese oksiede en hidroksiede;
• metale wat in 'n reeks spannings tot waterstof staan.

Bas gevolg van sulke interaksies word in byna alle gevalle medium soute van 'n gegewe suur (sulfate) of suur soute (hidrosulfate) gevorm.

'n Spesiale kenmerk is ook dié met metale volgens die gewone skema Me + H₂SO₄=MeSO₄ + H_{2↑ slegs 'n oplossing van 'n gegewe stof reageer, dit wil sê 'n verdunde suur. As ons gekonsentreerde of hoogs versadigde (oleum) neem, sal die interaksieprodukte heeltemal anders wees.}

Spesiale eienskappe van swaelsuur

Dit sluit net die interaksie van gekonsentreerde oplossings met metale in. Dus, daar is 'n sekere skema wat die hele beginsel van sulke reaksies weerspieël:

1. As die metaal aktief is, is die resultaat die vorming van waterstofsulfied, sout en water. Dit wil sê, swael word tot -2 verminder.
2. As die metaal medium aktiwiteit het, dan is die resultaat swael, sout en water. Dit wil sê die reduksie van die sulfaation na vrye swael.
3. Metale met lae reaktiwiteit (na waterstof) - swaeldioksied, sout en water. Swael in oksidasietoestand +4.

Die spesiale eienskappe van sulfaatsuur is ook die vermoë om sommige nie-metale tot hul hoogste oksidasietoestand te oksideer en met komplekse verbindings te reageer en dit tot eenvoudige stowwe te oksideer.

Metodes van verkryging in die bedryf

Die sulfaatproses vir die vervaardiging van swaelsuur bestaan uit twee hooftipes:

• kontak;
• toring.

Albei is die mees algemene maniere inindustrie in alle lande van die wêreld. Die eerste opsie is gebaseer op die gebruik van ysterpiriet of swawelpiriet as 'n grondstof - FeS_{2. Daar is altesaam drie fases:}

1. Braai van grondstowwe met die vorming van swaeldioksied as 'n verbrandingsproduk.
2. Gee hierdie gas deur suurstof oor 'n vanadiumkatalisator om swawelsuuranhidried te vorm - SO_3.
3. In die absorpsietoring word anhidried in 'n oplossing van sulfaatsuur opgelos met die vorming van 'n hoë konsentrasie-oplossing - oleum. Baie swaar olierige dik vloeistof.

Die tweede opsie is feitlik dieselfde, maar stikstofoksiede word as 'n katalisator gebruik. Uit die oogpunt van parameters soos produkkwaliteit, koste en energieverbruik, suiwerheid van grondstowwe, produktiwiteit, is die eerste metode meer doeltreffend en aanvaarbaar, dus word dit meer dikwels gebruik.

Laboratoriumsintese

As dit nodig is om swaelsuur in klein hoeveelhede vir laboratoriumnavorsing te verkry, dan is die metode van interaksie van waterstofsulfied met sulfate van laagaktiewe metale die beste geskik.

In hierdie gevalle vind die vorming van ysterhoudende metaalsulfiede plaas, en swaelsuur word as 'n neweproduk gevorm. Vir klein studies is hierdie opsie geskik, maar so 'n suur sal nie in suiwerheid verskil nie.

Jy kan ook in die laboratorium 'n kwalitatiewe reaksie op sulfaatoplossings uitvoer. Die mees algemene reagens is bariumchloried, aangesien die Ba²⁺ ioon, tesame metsulfaatanioon presipiteer in 'n wit neerslag - barietmelk: H₂SO₄ + BaCL₂=2HCL + BaSO_4↓

Die mees algemene soute

Sulfaatsuur en die sulfate wat dit vorm, is belangrike verbindings in baie nywerhede en huishoudings, insluitend voedsel. Die mees algemene soute van swaelsuur is:

1. Gips (albast, seleniet). Die chemiese naam is 'n waterige kalsiumsulfaat kristallyne hidraat. Formule: CaSO_{4. Word gebruik in konstruksie, medisyne, pulp en papier, juweliersware maak.}
2. Bariet (swaar spar). bariumsulfaat. In oplossing is dit 'n melkerige neerslag. In soliede vorm - deursigtige kristalle. Gebruik in optiese instrumente, X-strale, isolerende laag.
3. Mirabilite (Glauber se sout). Die chemiese naam is natriumsulfaatdekahidraat. Formule: Na₂SO₄10H_{2O. Word in medisyne as 'n lakseermiddel gebruik.}

Daar is baie voorbeelde van soute wat praktiese betekenis het. Die bogenoemde is egter die algemeenste.

Sulfaatloog

Hierdie stof is 'n oplossing wat gevorm word as gevolg van die hittebehandeling van hout, dit wil sê sellulose. Die hoofdoel van hierdie verbinding is om sulfaatseep op die basis daarvan te verkry deur te besin. Die chemiese samestelling van sulfaatdrank is soos volg:

• lignin;
• hidroksisure;
• monosakkariede;
• fenole;
• hars;
• vlugtige en vetsure;
• sulfiede, chloriede, karbonate en sulfate van natrium.

Daar is twee hooftipes van hierdie stof: wit en swart sulfaatdrank. Die wit gaan na die pulp- en papierbedryf, terwyl die swart gebruik word om sulfaatseep in die bedryf te maak.

Hooftoepassings

Die jaarlikse produksie van swaelsuur is 160 miljoen ton per jaar. Dit is 'n baie betekenisvolle syfer, wat die belangrikheid en voorkoms van hierdie verbinding aandui. Daar is verskeie nywerhede en plekke waar die gebruik van sulfaatsuur nodig is:

1. In batterye as 'n elektroliet, veral in loods.
2. In fabrieke waar sulfaat kunsmis vervaardig word. Die grootste deel van hierdie suur word spesifiek gebruik vir die vervaardiging van minerale bemestingstowwe vir plante. Daarom word aanlegte vir die vervaardiging van swaelsuur en die vervaardiging van kunsmis meestal langs mekaar gebou.
3. In die voedselbedryf as 'n emulgator, aangedui deur kode E513.
4. In talle organiese sinteses as 'n ontwateringsmiddel, 'n katalisator. Dit is hoe plofstof, harse, skoonmaak- en skoonmaakmiddels, nylons, polipropileen en etileen, kleurstowwe, chemiese vesels, esters en ander verbindings verkry word.
5. Gebruik in filters om water te suiwer en gedistilleerde water te maak.
6. Gebruik in die onttrekking en verwerking van skaars elemente uit erts.

Ook baie gemssuur gaan na laboratoriumnavorsing, waar dit deur plaaslike metodes verkry word.