กรดซัลฟิวริกที่ไม่เจือปนเป็นสารประกอบโควาเลนต์

ในโมเลกุลนั้น กรดซัลฟูริกถูกล้อมรอบด้วยอะตอมออกซิเจน 4 อะตอม ซึ่งสองอะตอมในนั้นเป็นส่วนหนึ่งของหมู่ไฮดรอกซิล พันธบัตร S–O เป็นพันธบัตรสองเท่า และพันธบัตร S–OH เป็นพันธบัตรเดี่ยว

ผลึกคล้ายน้ำแข็งไร้สีมีโครงสร้างเป็นชั้น: โมเลกุล H 2 SO 4 แต่ละโมเลกุลเชื่อมต่อกับพันธะไฮโดรเจนที่แข็งแกร่งสี่พันธะที่อยู่ใกล้เคียง ทำให้เกิดโครงสร้างเชิงพื้นที่เดียว

โครงสร้างของกรดซัลฟิวริกเหลวนั้นคล้ายคลึงกับโครงสร้างของของแข็ง แต่ความสมบูรณ์ของกรอบเชิงพื้นที่เท่านั้นที่จะถูกทำลาย

คุณสมบัติทางกายภาพของกรดซัลฟิวริก

ภายใต้สภาวะปกติ กรดซัลฟิวริกเป็นของเหลวที่มีความมันและหนักโดยไม่มีสีหรือกลิ่น ในเทคโนโลยีกรดซัลฟูริกเป็นส่วนผสมของทั้งน้ำและซัลฟิวริกแอนไฮไดรด์ หากอัตราส่วนโมลของ SO 3: H 2 O น้อยกว่า 1 แสดงว่าเป็นสารละลายที่เป็นน้ำของกรดซัลฟิวริก หากมากกว่า 1 แสดงว่าเป็นสารละลายของ SO 3 ในกรดซัลฟิวริก

100% H 2 SO 4 ตกผลึกที่ 10.45 ° C; ตกีบ = 296.2 °C; ความหนาแน่น 1.98 ก./ซม.3 H 2 SO 4 ผสมกับ H 2 O และ SO 3 ในอัตราส่วนใดๆ ก็ตามเพื่อสร้างไฮเดรต ความร้อนของไฮเดรชั่นนั้นสูงมากจนส่วนผสมสามารถเดือด สาดกระเซ็น และทำให้เกิดแผลไหม้ได้ ดังนั้นจึงจำเป็นต้องเติมกรดลงในน้ำ และในทางกลับกัน เนื่องจากเมื่อเติมน้ำลงในกรด น้ำที่เบากว่าจะไปสิ้นสุดที่พื้นผิวของกรด ซึ่งความร้อนทั้งหมดที่เกิดขึ้นจะมีความเข้มข้น

เมื่อสารละลายน้ำของกรดซัลฟิวริกที่มีมากถึง 70% H 2 SO 4 ถูกให้ความร้อนและต้มจะมีเพียงไอน้ำเท่านั้นที่ถูกปล่อยเข้าสู่เฟสไอ ไอของกรดซัลฟิวริกยังปรากฏเหนือสารละลายที่มีความเข้มข้นมากกว่าอีกด้วย

ในแง่ของลักษณะโครงสร้างและความผิดปกติ กรดซัลฟิวริกเหลวจะคล้ายกับน้ำ มีระบบพันธะไฮโดรเจนแบบเดียวกัน เกือบจะเป็นกรอบเชิงพื้นที่เดียวกัน

คุณสมบัติทางเคมีของกรดซัลฟิวริก

กรดซัลฟิวริกเป็นกรดแร่ที่แข็งแกร่งที่สุดชนิดหนึ่ง เนื่องจากมีขั้วสูง พันธะ H-O จึงแตกง่าย

กรดซัลฟูริกแยกตัวออกจากสารละลายที่เป็นน้ำ ทำให้เกิดไฮโดรเจนไอออนและกากกรด:

ฮ 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ;

HSO 4 - = H + + SO 4 2- .

สมการสรุป:

ชม 2 ดังนั้น 4 = 2H + + ดังนั้น 4 2- .

แสดงคุณสมบัติของกรด , ทำปฏิกิริยากับโลหะ, ออกไซด์ของโลหะ, เบสและเกลือ.

กรดซัลฟิวริกเจือจางไม่แสดงคุณสมบัติออกซิไดซ์ เมื่อทำปฏิกิริยากับโลหะ ไฮโดรเจนและเกลือที่มีโลหะอยู่ในสถานะออกซิเดชันต่ำสุดจะถูกปล่อยออกมา ในความเย็น กรดจะเฉื่อยต่อโลหะ เช่น เหล็ก อลูมิเนียม และแม้แต่แบเรียม

กรดเข้มข้นมีคุณสมบัติออกซิไดซ์ ผลิตภัณฑ์ที่เป็นไปได้ของปฏิกิริยาระหว่างสารธรรมดากับกรดซัลฟิวริกเข้มข้นแสดงไว้ในตาราง การขึ้นอยู่กับผลิตภัณฑ์รีดิวซ์กับความเข้มข้นของกรดและระดับของกิจกรรมของโลหะจะแสดงขึ้น: ยิ่งโลหะมีการใช้งานมากเท่าไรก็ยิ่งลดซัลเฟตไอออนของกรดซัลฟิวริกได้ลึกมากขึ้นเท่านั้น

ปฏิกิริยากับออกไซด์:

CaO + H 2 SO 4 = CaSO 4 = H 2 O

การโต้ตอบกับฐาน:

2NaOH + H 2 SO 4 = นา 2 SO 4 + 2H 2 O

ปฏิสัมพันธ์กับเกลือ:

นา 2 CO 3 + H 2 SO 4 = นา 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

คุณสมบัติออกซิเดชั่น

กรดซัลฟิวริกออกซิไดซ์ HI และ HBr ให้เป็นฮาโลเจนอิสระ:

H 2 SO 4 + 2HI = ฉัน 2 + 2H 2 O + SO 2

กรดซัลฟิวริกจะขจัดน้ำที่ถูกพันธะทางเคมีออกจากสารประกอบอินทรีย์ที่มีหมู่ไฮดรอกซิล การคายน้ำของเอทิลแอลกอฮอล์ต่อหน้ากรดซัลฟิวริกเข้มข้นจะผลิตเอทิลีน:

ค 2 ชม. 5 OH = ค 2 ชม. 4 + ชม. 2 อ.

การไหม้ของน้ำตาล เซลลูโลส แป้ง และคาร์โบไฮเดรตอื่นๆ เมื่อสัมผัสกับกรดซัลฟิวริกยังอธิบายได้จากการขาดน้ำอีกด้วย:

C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 = 18H 2 O + 12SO 2 + 6CO 2

เมื่อซัลเฟอร์ไดออกไซด์ (SO 2 ) ละลายในน้ำ จะทำให้เกิดสารประกอบทางเคมีที่เรียกว่ากรดซัลฟิวรัส สูตรของสารนี้เขียนดังนี้: H 2 SO 3 ในความเป็นจริง การเชื่อมต่อนี้ไม่เสถียรอย่างยิ่ง โดยมีข้อสันนิษฐานบางประการที่สามารถโต้แย้งได้ว่าไม่มีอยู่จริง อย่างไรก็ตาม สูตรนี้มักใช้เพื่อความสะดวกในการเขียนสมการปฏิกิริยาเคมี

กรดซัลฟูรัส: คุณสมบัติพื้นฐาน

สารละลายซัลเฟอร์ไดออกไซด์ที่เป็นน้ำนั้นมีสภาพแวดล้อมที่เป็นกรด ตัวมันเองมีคุณสมบัติทั้งหมดที่มีอยู่ในกรด รวมถึงปฏิกิริยาการทำให้เป็นกลางด้วย กรดซัลฟูรัสสามารถสร้างเกลือได้ 2 ประเภท ได้แก่ ไฮโดรซัลไฟต์และซัลไฟต์ธรรมดา ทั้งสองอยู่ในกลุ่มตัวรีดิวซ์ โดยทั่วไปจะได้รับประเภทแรกเมื่อมีกรดซัลฟิวรัสในปริมาณที่ค่อนข้างมาก: H 2 SO 3 + KOH -> KHSO 3 + H 2 O มิฉะนั้นจะได้ซัลไฟต์ธรรมดา: H 2 SO 3 + 2KOH -> K 2 SO 3 + 2H 2 O. ปฏิกิริยาเชิงคุณภาพต่อเกลือเหล่านี้คือการทำปฏิกิริยากับกรดแก่ เป็นผลให้ก๊าซ SO 2 ถูกปล่อยออกมา ซึ่งสามารถแยกแยะได้ง่ายด้วยกลิ่นฉุนที่มีลักษณะเฉพาะ

กรดซัลฟูรัสอาจมีฤทธิ์ฟอกขาวได้ ไม่เป็นความลับเลยที่น้ำคลอรีนก็ให้ผลเช่นเดียวกัน อย่างไรก็ตาม สารประกอบดังกล่าวมีข้อได้เปรียบที่สำคัญอย่างหนึ่ง: กรดซัลฟิวรัสไม่เหมือนกับคลอรีนไม่ได้นำไปสู่การทำลายสีย้อม; ซัลเฟอร์ไดออกไซด์ก่อให้เกิดสารประกอบทางเคมีที่ไม่มีสี คุณสมบัตินี้มักใช้สำหรับการฟอกผ้าที่ทำจากผ้าไหม ขนสัตว์ วัสดุจากพืช รวมถึงอะไรก็ตามที่ถูกทำลายโดยตัวออกซิไดซ์ที่มี Cl ในสมัยก่อน สารประกอบนี้เคยถูกนำมาใช้เพื่อฟื้นฟูหมวกฟางของสุภาพสตรีให้คงรูปลักษณ์ดั้งเดิมไว้ด้วยซ้ำ H 2 SO 3 เป็นตัวรีดิวซ์ที่ค่อนข้างแรง เมื่อเข้าถึงออกซิเจน สารละลายจะค่อยๆ กลายเป็นกรดซัลฟิวริก ในกรณีที่ทำปฏิกิริยากับสารรีดิวซ์ที่แรงกว่า (เช่น ไฮโดรเจนซัลไฟด์) กรดซัลฟิวริกกลับแสดงคุณสมบัติออกซิไดซ์ การแยกตัวของสารนี้เกิดขึ้นในสองขั้นตอน ขั้นแรก ไฮโดรซัลไฟต์แอนไอออนจะเกิดขึ้น จากนั้นขั้นตอนที่สองจะเกิดขึ้น และจะกลายเป็นไอออนซัลไฟต์

กรดซัลฟูรัสใช้ที่ไหน?

การผลิตสารนี้มีบทบาทสำคัญในการผลิตวัสดุไวน์ทุกชนิดเป็นสารฆ่าเชื้อ โดยเฉพาะอย่างยิ่งด้วยความช่วยเหลือจึงเป็นไปได้ที่จะป้องกันกระบวนการหมักผลิตภัณฑ์ในถังและทำให้มั่นใจในความปลอดภัย นอกจากนี้ยังใช้เพื่อป้องกันการหมักเมล็ดพืชในระหว่างการสกัดแป้งจากมัน กรดซัลฟูรัสและสารเตรียมที่ใช้กรดซัลฟูรัสมีคุณสมบัติต้านจุลชีพในวงกว้าง ดังนั้นจึงมักใช้ในอุตสาหกรรมผักและผลไม้สำหรับบรรจุกระป๋อง แคลเซียมไฮโดรซัลไฟต์หรือที่เรียกว่าสุราซัลไฟต์ใช้ในการแปรรูปไม้ให้เป็นเยื่อซัลไฟต์ซึ่งใช้ในการผลิตกระดาษในภายหลัง ยังคงต้องเสริมว่าสารประกอบนี้เป็นพิษต่อมนุษย์ ดังนั้นงานในห้องปฏิบัติการและการทดลองใดๆ จึงต้องอาศัยความระมัดระวังและความสนใจเพิ่มขึ้น

สารประกอบซัลเฟอร์ (1U) กรดซัลฟูรัส

ใน tetrahalides SHal 4, oxohalides SOI Ial 2 และไดออกไซด์ S0 2, กรดซัลฟูรัส 1I 2 S0 3, กำมะถันแสดงสถานะออกซิเดชันที่ +4 ในสารประกอบเหล่านี้ทั้งหมด เช่นเดียวกับในสารประกอบเชิงซ้อนประจุลบที่สอดคล้องกัน อะตอมของกำมะถันจะมีอิเล็กตรอนคู่ที่ไม่ได้ใช้ร่วมกัน ขึ้นอยู่กับจำนวนของอิเล็กตรอนที่มีพันธะ a และไม่มีพันธะ รูปร่างของโมเลกุลของสารประกอบเหล่านี้จะเปลี่ยนจากทรงจัตุรมุขที่บิดเบี้ยว (SHal 4) เป็นรูปทรงเชิงมุม (S0 9) ไปจนถึงรูปทรงปิรามิดแบบสามเหลี่ยม (SOHal 2 และ SO3) . สารประกอบ S(IV) มีคุณสมบัติเป็นกรดซึ่งแสดงออกมาเมื่อทำปฏิกิริยากับน้ำ:

ซัลเฟอร์ออกไซด์ (1U) S0 2 หรือซัลเฟอร์ไดออกไซด์ เกิดขึ้นจากการเผาไหม้ซัลเฟอร์ในอากาศหรือออกซิเจน เช่นเดียวกับการเผาซัลไฟด์ เช่น ไพไรต์:

การออกซิเดชันของไพไรต์เป็นไปตามวิธีการทางอุตสาหกรรมในการผลิต S0 2 โมเลกุล S0 2 ถูกสร้างขึ้นคล้ายกับโมเลกุล Oe และมีโครงสร้างของสามเหลี่ยมหน้าจั่วโดยมีอะตอมกำมะถันอยู่ที่จุดยอด ความยาวพันธะ S-O คือ 0.143 นาโนเมตร และมุมพันธะคือ 119.5°:

อะตอมของกำมะถันอยู่ใน 5/? 2-ไฮบริด p-orbital นั้นตั้งฉากกับระนาบของโมเลกุลและไม่เกี่ยวข้องกับการผสมพันธุ์ (รูปที่ 25.2) ด้วยเหตุนี้และ p-orbitals อื่นๆ ของอะตอมออกซิเจนที่มีทิศทางคล้ายกัน จึงเกิดพันธะ n สามจุดศูนย์กลางขึ้น

ข้าว. 25.2.

ภายใต้สภาวะปกติ ซัลเฟอร์ออกไซด์ (1U) จะเป็นก๊าซไม่มีสีและมีกลิ่นฉุนเป็นลักษณะเฉพาะ ให้ละลายน้ำได้ดี สารละลายที่เป็นน้ำมีปฏิกิริยาเป็นกรดเนื่องจาก S0 2 เมื่อทำปฏิกิริยากับน้ำจะเกิดกรดซัลฟิวรัส H 2 S0 3 ปฏิกิริยาสามารถย้อนกลับได้:

คุณลักษณะเฉพาะของ S0 2 คือความเป็นคู่รีดอกซ์ นี่คือคำอธิบายโดยข้อเท็จจริงที่ว่าใน SO - ซัลเฟอร์มีสถานะออกซิเดชันที่ +4 ดังนั้นโดยการบริจาคอิเล็กตรอนสองตัว จึงสามารถออกซิไดซ์เป็น S(VI) และเมื่อรับอิเล็กตรอนสี่ตัว ก็จะลดเหลือ S ได้ การปรากฏของคุณสมบัติเหล่านี้และคุณสมบัติอื่น ๆ ขึ้นอยู่กับลักษณะของ ส่วนประกอบที่ทำปฏิกิริยา ดังนั้นด้วยสารออกซิไดซ์ที่แรง S0 2 จึงทำหน้าที่เป็นตัวรีดิวซ์ทั่วไป ตัวอย่างเช่น ฮาโลเจนจะถูกรีดิวซ์เป็นไฮโดรเจนเฮไลด์ที่สอดคล้องกัน และโดยปกติ S(IV) จะเปลี่ยนเป็น S(VI):

เมื่อมีสารรีดิวซ์อย่างแรง S0 2 จะทำหน้าที่เป็นตัวออกซิไดซ์:

นอกจากนี้ยังโดดเด่นด้วยปฏิกิริยาที่ไม่สมส่วน:

SQ เป็นออกไซด์ที่เป็นกรด ละลายได้ง่ายในน้ำ (1 ปริมาตรของ H 2 0 ละลาย 40 ปริมาตรของ S0 2) สารละลายที่เป็นน้ำของ SOv มีสภาพเป็นกรดและเรียกว่ากรดซัลฟูรัส โดยทั่วไปแล้ว S0 2 จำนวนมากที่ละลายในน้ำจะอยู่ในสารละลายในรูปไฮเดรตของ S0 2 azH 2 0 และเพียงส่วนเล็ก ๆ ของ S0 2 เท่านั้นที่ทำปฏิกิริยากับน้ำตามแบบแผน

กรดซัลฟูรัสในฐานะกรด dibasic ก่อให้เกิดเกลือสองประเภท: ปานกลาง - ซัลไฟต์ (Na 2 S0 3) และกรด - ไฮโดรซัลไฟต์ (NaHS0 3) H 2 S0 3 มีอยู่สองรูปแบบเทาโทเมอร์ (รูปที่ 25.3)

ข้าว. 25.3.โครงสร้างของรูปแบบเทาโทเมอร์ของ H 2 S0 3

เนื่องจากซัลเฟอร์ในกรดซัลฟูรัสมีสถานะออกซิเดชันที่ +4 จึงแสดงคุณสมบัติของทั้งตัวออกซิไดซ์และตัวรีดิวซ์ดังที่ได้กล่าวไปแล้วเช่นเดียวกับ S0 2 ดังนั้น กรดซัลฟูรัสในปฏิกิริยารีดิวซ์และออกซิเดชันจึงทำซ้ำคุณสมบัติของ S0 อย่างสมบูรณ์ 9.

เกลือ H 2 S0 3 (ซัลไฟต์) มีคุณสมบัติทั้งออกซิไดซ์และตัวรีดิวซ์ ดังนั้นไอออน SO 2 จึงสามารถเปลี่ยนเป็นไอออน SO 2 ได้อย่างง่ายดายโดยแสดงคุณสมบัติการรีดิวซ์ที่รุนแรงดังนั้นในสารละลายซัลไฟต์จะถูกออกซิไดซ์อย่างค่อยเป็นค่อยไปโดยโมเลกุลออกซิเจนและกลายเป็นเกลือของกรดซัลฟิวริก:

เมื่อมีสารรีดิวซ์เข้มข้น ซัลไฟต์จะทำหน้าที่เป็นตัวออกซิไดซ์ ด้วยการให้ความร้อนสูง ซัลไฟต์ของโลหะที่ออกฤทธิ์มากที่สุดจะสลายตัวที่อุณหภูมิ 600°C เพื่อสร้างเกลือ H 2 SO^ และ H 2 S กล่าวคือ ความไม่สมดุลเกิดขึ้น:

เกลือของกรดซัลฟิวรัสละลายได้เฉพาะเกลือ 5 องค์ประกอบของกลุ่ม I และไฮโดรซัลไฟต์ประเภท Me 2+ (HS0 3) 2

เนื่องจาก H 2 S0 3 เป็นกรดอ่อนเมื่อกรดทำปฏิกิริยากับซัลไฟต์และไฮโดรซัลไฟต์ S0 2 จะถูกปล่อยออกมาซึ่งโดยปกติจะใช้เพื่อรับ S0 2 ในห้องปฏิบัติการ:

ซัลไฟต์ที่ละลายน้ำได้ง่ายผ่านการไฮโดรไลซิสซึ่งเป็นผลมาจากความเข้มข้นของไอออน OH ในสารละลายเพิ่มขึ้น:

เมื่อ S0 2 ถูกส่งผ่านสารละลายไฮโดรซัลไฟต์ในน้ำจะเกิดไพโรซัลไฟต์:

หากต้มสารละลาย Na 2 S0 3 ด้วยผงกำมะถันก็จะเกิดโซเดียมไธโอซัลเฟต ในไธโอซัลเฟต อะตอมของซัลเฟอร์มีสถานะออกซิเดชันที่แตกต่างกันสองสถานะ - +6 และ -2:

ไอออนไทโอซัลเฟตที่ได้จะสอดคล้องกับกรด H 2 S 2 0 3 เรียกว่ากรดไธโอซัลฟิวริก กรดอิสระจะไม่เสถียรภายใต้สภาวะปกติและสลายตัวได้ง่าย:

คุณสมบัติของไธโอซัลเฟตเกิดจากการมีและอยู่ในนั้นและ

การมีอยู่ของ S จะกำหนดคุณสมบัติการลดของ S 2 0 3 _ ion:

ตัวออกซิไดซ์ที่อ่อนแอกว่าจะออกซิไดซ์โซเดียมไธโอซัลเฟตไปเป็นเกลือของกรดเตตร้าไธโอนิก ตัวอย่างคือการโต้ตอบกับไอโอดีน:

ปฏิกิริยานี้ใช้กันอย่างแพร่หลายในเคมีวิเคราะห์ เนื่องจากเป็นพื้นฐานของวิธีการวิเคราะห์ปริมาตรที่สำคัญที่สุดวิธีหนึ่งที่เรียกว่าไอโอโดเมทรี

ไธโอซัลเฟตของโลหะอัลคาไลถูกผลิตขึ้นทางอุตสาหกรรมในขนาดใหญ่ ในหมู่พวกเขาสิ่งที่สำคัญที่สุดคือโซเดียมไธโอซัลเฟต Na 2 S 2 0 3 ซึ่งใช้ในการแพทย์เป็นยาแก้พิษสำหรับพิษด้วยฮาโลเจนและไซยาไนด์ การออกฤทธิ์ของยานี้ขึ้นอยู่กับคุณสมบัติของการปล่อยกำมะถันซึ่งตัวอย่างเช่นด้วยไซยาไนด์ไอออน CN จะทำให้เกิดไทโอไซยาเนตไอออน SCN ที่เป็นพิษน้อยกว่า:

ยานี้ยังสามารถใช้สำหรับพิษด้วยสารประกอบ As, Pb, Hg เนื่องจากเกิดซัลไฟด์ที่ไม่เป็นพิษ Na 2 S 2 0 3 ใช้สำหรับโรคภูมิแพ้, โรคข้ออักเสบ, ปวดประสาท ปฏิกิริยาลักษณะเฉพาะของ Na 2 S 2 0 3 คือการโต้ตอบกับ AgN0 3: เกิดการตกตะกอนสีขาวของ Ag - ส.; 0 3 ซึ่งเมื่อเวลาผ่านไปภายใต้อิทธิพลของแสงและความชื้นจะเปลี่ยนเป็นสีดำเมื่อมีการปล่อย Ag 2 S:

ปฏิกิริยาเหล่านี้ใช้สำหรับการตรวจจับไธโอซัลเฟตไอออนในเชิงคุณภาพ

Thionyl คลอไรด์ SOCl 2 ได้มาจากการทำปฏิกิริยา S0 2 กับ PC1 5:

โมเลกุล SOCl 2 มีโครงสร้างเสี้ยม (รูปที่ 25.4) พันธะกับซัลเฟอร์เกิดขึ้นจากชุดของออร์บิทัล ซึ่งสามารถพิจารณาได้ประมาณว่า $/? 3-ไฮบริด หนึ่งในนั้นถูกครอบครองโดยอิเล็กตรอนคู่เดียว ดังนั้น SOCl 2 จึงสามารถแสดงคุณสมบัติของฐานลูอิสที่อ่อนแอได้

ข้าว. 25.4.

S()C1 2 - ของเหลวไม่มีสี เป็นควัน มีกลิ่นฉุน ไฮโดรไลซ์เมื่อมีความชื้นเพียงเล็กน้อย:

สารประกอบระเหยที่เกิดขึ้นระหว่างการทำปฏิกิริยาจะถูกกำจัดออกได้ง่าย ดังนั้น SOCl 2 จึงมักใช้เพื่อให้ได้แอนไฮดรัสคลอไรด์:

SOCl 2 ถูกนำมาใช้กันอย่างแพร่หลายเป็นสารคลอรีนในการสังเคราะห์สารอินทรีย์

กรดซัลฟิวริก- H2SO3 ซึ่งเป็นกรดไดเบสิกชนิดอ่อน มันไม่ได้ถูกแยกออกในรูปแบบอิสระ แต่มีอยู่ในสารละลายที่เป็นน้ำ เกลือของกรดซัลฟูรัสซัลไฟต์... พจนานุกรมสารานุกรมขนาดใหญ่

กรดซัลฟิวริก- (H2SO3) กรดไดเบสิกอ่อน มีอยู่ในสารละลายที่เป็นน้ำเท่านั้น เกลือ S. ถึง. ใช้ในอุตสาหกรรมเยื่อและกระดาษและอาหาร ดูเพิ่มเติมที่ กรดและแอนไฮไดรด์... สารานุกรมการคุ้มครองแรงงานของรัสเซีย

กรดซัลฟูรัส- - [เอเอส โกลด์เบิร์ก พจนานุกรมพลังงานภาษาอังกฤษเป็นภาษารัสเซีย 2549] หัวข้อพลังงานโดยทั่วไปของกรดซัลฟูรัส EN ... คู่มือนักแปลทางเทคนิค

กรดซัลฟูรัส- H2SO3 ซึ่งเป็นกรดไดเบสิกชนิดอ่อน มันไม่ได้ถูกแยกออกในรูปแบบอิสระ แต่มีอยู่ในสารละลายที่เป็นน้ำ เกลือของกรดซัลฟิวริกซัลไฟต์ * * * กรดซัลฟูริก กรดซัลฟิวริก, H2SO3 ซึ่งเป็นกรดไดเบสิกชนิดอ่อน ไม่เน้นในรูปแบบอิสระ,... ... พจนานุกรมสารานุกรม

กรดซัลฟูรัส- sulfito rūgštis statusas T sritis chemija formulė H₂SO₃ atitikmenys: angl. กรดซัลฟูรัสรัส กรดกำมะถัน: sinonimas – vandenilio trioksosulfatas (2–) … Chemijos ยุติ aiškinamasis žodynas

กรดซัลฟูรัส- H2SO3 ซึ่งเป็นกรด dibasic อ่อนซึ่งสอดคล้องกับสถานะออกซิเดชันของกำมะถัน +4 รู้จักเฉพาะในสารละลายน้ำเจือจางเท่านั้น ค่าคงที่การแยกตัว: K1 = 1.6 10 2, K2 = 1.0 10 7 (18°C) ให้เกลือ 2 ชุด คือ ซัลไฟต์ปกติ และ กรด... ... สารานุกรมผู้ยิ่งใหญ่แห่งสหภาพโซเวียต

กรดซัลฟิวริก- H2SO3 ซึ่งเป็นกรดไดเบสิกชนิดอ่อน มันไม่ได้ถูกแยกออกมาในรูปแบบอิสระ แต่มีอยู่ในน้ำ r รา เกลือ S.k. ซัลไฟต์ ... วิทยาศาสตร์ธรรมชาติ พจนานุกรมสารานุกรม

กรดซัลฟูรัส- เจอเซระ... พจนานุกรมสารานุกรม F.A. บร็อคเฮาส์ และ ไอ.เอ. เอโฟรน

คำนิยาม

ไม่มีน้ำ กรดซัลฟิวริกเป็นของเหลวหนืดหนักที่สามารถผสมกับน้ำได้ง่ายในทุกสัดส่วน: ปฏิกิริยาดังกล่าวมีลักษณะพิเศษคือเกิดปฏิกิริยาคายความร้อนขนาดใหญ่มาก (~880 กิโลจูล/โมลที่การเจือจางไม่จำกัด) และอาจนำไปสู่การเดือดและกระเด็นของส่วนผสมหากน้ำถูก เพิ่มลงในกรด ด้วยเหตุนี้จึงเป็นเรื่องสำคัญมากที่จะต้องกลับลำดับในการเตรียมสารละลายและเติมกรดลงในน้ำอย่างช้าๆ และคนตลอดเวลา

คุณสมบัติทางกายภาพบางประการของกรดซัลฟิวริกแสดงไว้ในตาราง

แอนไฮดรัส H2SO4 เป็นสารประกอบที่น่าทึ่งโดยมีค่าคงที่ไดอิเล็กทริกสูงผิดปกติและมีค่าการนำไฟฟ้าสูงมาก ซึ่งเกิดจากการแยกตัวของไอออนิกอัตโนมัติ (การแยกสลายอัตโนมัติ) ของสารประกอบ เช่นเดียวกับกลไกการนำรีเลย์การถ่ายโอนโปรตอนที่ช่วยให้กระแสไฟฟ้าไหลผ่านของเหลวที่มีความหนืด ด้วยพันธะไฮโดรเจนจำนวนมาก

ตารางที่ 1. คุณสมบัติทางกายภาพของกรดซัลฟิวริก

การเตรียมกรดซัลฟิวริก

กรดซัลฟูริกเป็นสารเคมีทางอุตสาหกรรมที่สำคัญที่สุดและเป็นกรดที่ถูกที่สุดที่ผลิตในปริมาณมากทั่วโลก

กรดซัลฟิวริกเข้มข้น (“น้ำมันของกรดกำมะถัน”) ได้มาจากการให้ความร้อน “กรดกำมะถันสีเขียว” FeSO 4 × nH 2 O และถูกใช้ในปริมาณมากเพื่อผลิต Na 2 SO 4 และ NaCl

กระบวนการสมัยใหม่ในการผลิตกรดซัลฟิวริกใช้ตัวเร่งปฏิกิริยาที่ประกอบด้วยวาเนเดียม (V) ออกไซด์ พร้อมด้วยการเติมโพแทสเซียมซัลเฟตบนส่วนรองรับซิลิกาหรือคีเซลกูห์ร ซัลเฟอร์ไดออกไซด์ SO2 ผลิตโดยการเผาไหม้กำมะถันบริสุทธิ์หรือโดยการย่างแร่ซัลไฟด์ (โดยหลักแล้วคือไพไรต์หรือแร่ของ Cu, Ni และ Zn) ในกระบวนการสกัดโลหะเหล่านี้ จากนั้นจะถูกออกซิไดซ์เป็นไตรออกไซด์ จากนั้นกรดซัลฟิวริกจะได้มาโดยการละลายในนั้น น้ำ:

S + O 2 → SO 2 (ΔH 0 - 297 กิโลจูล/โมล);

SO 2 + ½ O 2 → SO 3 (ΔH 0 - 9.8 กิโลจูล/โมล);

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 (ΔH 0 - 130 กิโลจูล/โมล)

คุณสมบัติทางเคมีของกรดซัลฟิวริก

กรดซัลฟูริกเป็นกรดไดบาซิกชนิดเข้มข้น ในขั้นตอนแรก ในสารละลายที่มีความเข้มข้นต่ำ จะแยกตัวออกเกือบทั้งหมด:

เอช 2 SO 4 ↔H + + HSO 4 - .

การแยกตัวออกจากกันระยะที่สอง

HSO 4 — ↔H + + SO 4 2-

เกิดขึ้นได้ในระดับน้อย ค่าคงที่การแยกตัวของกรดซัลฟิวริกในระยะที่สอง แสดงในรูปของกิจกรรมของไอออน K 2 = 10 -2

ในฐานะที่เป็นกรด dibasic กรดซัลฟิวริกจะเกิดเกลือสองชุด: ปานกลางและเป็นกรด เกลือเฉลี่ยของกรดซัลฟิวริกเรียกว่าซัลเฟต และเกลือของกรดเรียกว่าไฮโดรซัลเฟต

กรดซัลฟูริกดูดซับไอน้ำอย่างตะกละตะกลามและมักใช้เพื่อทำให้ก๊าซแห้ง ความสามารถในการดูดซับน้ำยังอธิบายถึงการไหม้เกรียมของสารอินทรีย์หลายชนิด โดยเฉพาะอย่างยิ่งสารที่อยู่ในกลุ่มคาร์โบไฮเดรต (เส้นใย น้ำตาล ฯลฯ) เมื่อสัมผัสกับกรดซัลฟิวริกเข้มข้น กรดซัลฟิวริกจะกำจัดไฮโดรเจนและออกซิเจนออกจากคาร์โบไฮเดรตซึ่งก่อตัวเป็นน้ำ และคาร์บอนจะถูกปล่อยออกมาในรูปของถ่านหิน

กรดซัลฟิวริกเข้มข้นโดยเฉพาะอย่างยิ่งร้อนเป็นสารออกซิไดซ์ที่รุนแรง มันจะออกซิไดซ์ HI และ HBr (แต่ไม่ใช่ HCl) เพื่อสร้างฮาโลเจนอิสระ ถ่านหินเป็น CO 2 และกำมะถันเป็น SO 2 ปฏิกิริยาเหล่านี้แสดงโดยสมการ:

8HI + H 2 SO 4 = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O;

2HBr + H 2 SO 4 = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O;

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O;

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O.

ปฏิกิริยาของกรดซัลฟิวริกกับโลหะเกิดขึ้นแตกต่างกันไปขึ้นอยู่กับความเข้มข้น กรดซัลฟิวริกเจือจางจะออกซิไดซ์กับไฮโดรเจนไอออน ดังนั้นจึงทำปฏิกิริยากับโลหะที่อยู่ในอนุกรมแรงดันไฟฟ้าจนถึงไฮโดรเจนเท่านั้น เช่น:

สังกะสี + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

อย่างไรก็ตาม ตะกั่วจะไม่ละลายในกรดเจือจาง เนื่องจากเกลือ PbSO 4 ที่ได้จะไม่ละลายน้ำ

กรดซัลฟิวริกเข้มข้นเป็นตัวออกซิไดซ์เนื่องจากซัลเฟอร์ (VI) มันจะออกซิไดซ์โลหะในช่วงแรงดันไฟฟ้าจนถึงและรวมถึงเงินด้วย ผลิตภัณฑ์จากการรีดิวซ์อาจแตกต่างกันไปขึ้นอยู่กับกิจกรรมของโลหะและสภาวะ (ความเข้มข้นของกรด อุณหภูมิ) เมื่อทำปฏิกิริยากับโลหะที่มีฤทธิ์ต่ำ เช่น ทองแดง กรดจะลดลงเหลือ SO 2:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

เมื่อทำปฏิกิริยากับโลหะที่มีฤทธิ์มากขึ้น ผลิตภัณฑ์รีดิวซ์อาจเป็นได้ทั้งไดออกไซด์ ซัลเฟอร์อิสระ และไฮโดรเจนซัลไฟด์ ตัวอย่างเช่น เมื่อทำปฏิกิริยากับสังกะสี ปฏิกิริยาต่อไปนี้อาจเกิดขึ้นได้:

สังกะสี + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O;

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

การใช้กรดซัลฟิวริก

การใช้กรดซัลฟิวริกแตกต่างกันไปในแต่ละประเทศและจากทศวรรษสู่ทศวรรษ ตัวอย่างเช่นในสหรัฐอเมริกา พื้นที่หลักของการบริโภค H 2 SO 4 ปัจจุบันคือการผลิตปุ๋ย (70%) รองลงมาคือการผลิตสารเคมี โลหะวิทยา และการกลั่นน้ำมัน (~5% ในแต่ละพื้นที่) ในสหราชอาณาจักร การกระจายการบริโภคตามอุตสาหกรรมแตกต่างกัน มีเพียง 30% ของ H2SO4 ที่ผลิตเท่านั้นที่ใช้ในการผลิตปุ๋ย แต่ 18% นำไปใช้ในการผลิตสี เม็ดสี และผลิตภัณฑ์กึ่งสำเร็จรูปที่ผลิตสีย้อม 16% ในการผลิตสารเคมี 12 % ของการผลิตสบู่และผงซักฟอก 10 % สำหรับการผลิตเส้นใยธรรมชาติและเส้นใยประดิษฐ์ และ 2.5% ใช้ในโลหะวิทยา

ตัวอย่างการแก้ปัญหา

ตัวอย่างที่ 1