Oxidačný stav +4 pre síru je celkom stabilný a prejavuje sa v SHal 4 tetrahalogenidoch, SOHal 2 oxodihalogenidoch, oxide SO 2 a ich zodpovedajúcich aniónoch. Zoznámime sa s vlastnosťami oxidu siričitého a kyseliny siričitej.
1.11.1. Oxid sírový (IV) Štruktúra molekuly so2
Štruktúra molekuly SO 2 je podobná štruktúre molekuly ozónu. Atóm síry je v stave hybridizácie sp 2, tvar orbitálov je pravidelný trojuholník, tvar molekuly je hranatý. Atóm síry má nezdieľaný elektrónový pár. Dĺžka väzby S-O je 0,143 nm, uhol väzby je 119,5°.
Štruktúra zodpovedá nasledujúcim rezonančným štruktúram:
Na rozdiel od ozónu je multiplicita väzby S–O 2, t.j. hlavný príspevok má prvá rezonančná štruktúra. Molekula sa vyznačuje vysokou tepelnou stabilitou.
Fyzikálne vlastnosti
Oxid siričitý alebo oxid siričitý je za normálnych podmienok bezfarebný plyn štipľavého dusivého zápachu, bod topenia -75 °C, bod varu -10 °C. Necháme dobre rozpustiť vo vode, pri 20 °C sa v 1 objemovom diele vody rozpustí 40 objemových dielov oxidu siričitého. Toxický plyn.
Chemické vlastnosti oxidu sírového (IV)
Oxid siričitý je vysoko reaktívny. Oxid siričitý je kyslý oxid. Je dobre rozpustný vo vode s tvorbou hydrátov. Čiastočne tiež interaguje s vodou a vytvára slabú kyselinu sírovú, ktorá nie je izolovaná jednotlivo:
S02 + H20 \u003d H2S03 \u003d H+ + HSO3 - \u003d 2H+ + SO3 2-.
V dôsledku disociácie vznikajú protóny, takže roztok má kyslé prostredie.
Keď plynný oxid siričitý prechádza cez roztok hydroxidu sodného, vytvára sa siričitan sodný. Siričitan sodný reaguje s nadbytkom oxidu siričitého za vzniku hydrosiričitanu sodného:
2NaOH + S02 = Na2S03 + H20;
Na2S03 + S02 \u003d 2NaHS03.
Oxid siričitý sa vyznačuje redoxnou dualitou, napríklad vykazuje redukčné vlastnosti a odfarbuje brómovú vodu:
S02 + Br2 + 2H20 \u003d H2S04 + 2HBr
a roztok manganistanu draselného:
5S02 + 2KMn04 + 2H20 \u003d 2KNSO4 + 2MnS04 + H2S04.
oxidované kyslíkom na anhydrid kyseliny sírovej:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3.
Vykazuje oxidačné vlastnosti pri interakcii so silnými redukčnými činidlami, napríklad:
S02 + 2CO \u003d S + 2C02 (pri 500 ° C, v prítomnosti Al203);
S02 + 2H2 \u003d S + 2H20.
Výroba oxidu sírového (IV)
Spaľovanie síry vo vzduchu
S + O2 \u003d SO2.
Oxidácia sulfidov
4FeS2 + 1102 \u003d 2Fe203 + 8SO2.
Akcia silné kyseliny pre siričitany kovov
Na2S03 + 2H2S04 \u003d 2NaHS04 + H20 + S02.
1.11.2. Kyselina sírová a jej soli
Pri rozpustení oxidu siričitého vo vode vzniká slabá kyselina siričitá, väčšina rozpusteného SO 2 je vo forme hydratovanej formy SO 2 H 2 O, pri ochladzovaní sa uvoľňuje aj kryštalický hydrát, len malá časť molekúl kyseliny sírovej disociuje na siričitany a hydrosiričitanové ióny. Vo voľnom stave nie je kyselina izolovaná.
Keďže je dvojsýtny, tvorí dva typy solí: stredné - siričitany a kyslé - hydrosulfity. Vo vode sa rozpúšťajú iba siričitany alkalických kovov a hydrosulfity alkalických kovov a kovov alkalických zemín.
V tomto článku nájdete informácie o tom, čo je oxid sírový. Zvážia sa jeho hlavné vlastnosti chemickej a fyzikálnej povahy, existujúce formy, spôsoby ich prípravy a rozdiely medzi nimi. Oblasti použitia a biologická úloha tohto oxidu v jeho rôznych formách.
Čo je látka
Oxid sírový je zlúčenina jednoduchých látok, síry a kyslíka. Existujú tri formy oxidov síry, ktoré sa od seba líšia stupňom prejavujúcej sa mocnosti S, a to: SO (monoxid, oxid siričitý), SO 2 (oxid siričitý alebo oxid siričitý) a SO 3 (oxid sírový alebo anhydrid). Všetky uvedené varianty oxidov síry majú podobné chemické a fyzikálne vlastnosti.
Všeobecné informácie o oxide siričitom
Oxid dvojmocný, alebo inak oxid sírový, je anorganická látka pozostávajúca z dvoch jednoduchých prvkov – síry a kyslíka. Vzorec - SO. Za normálnych podmienok je to bezfarebný plyn, ale s ostrým a špecifickým zápachom. Reaguje s vodný roztok. Pomerne vzácna zlúčenina zemskú atmosféru. Je nestabilný voči vplyvu teplôt, existuje v dimérnej forme - S 2 O 2. Niekedy je schopný interagovať s kyslíkom v dôsledku reakcie na oxid siričitý. Soľ sa netvorí.
Oxid síry (2) sa zvyčajne získava spaľovaním síry alebo rozkladom jej anhydridu:
- 2S2+02 = 2SO;
- 2S02 = 2SO+02.
Látka sa rozpúšťa vo vode. V dôsledku toho oxid sírový tvorí tio kyselina sírová:
- S202 + H20 \u003d H2S203.
Všeobecné údaje o kyslom plyne
Oxid sírový je ďalšou formou oxidov síry s chemický vzorec SO2. Má nepríjemný špecifický zápach a nemá žiadnu farbu. Keď je vystavený tlaku, môže sa vznietiť pri izbovej teplote. Po rozpustení vo vode vytvára nestabilnú kyselinu sírovú. Môže sa rozpustiť v etanole a roztokoch kyseliny sírovej. Je súčasťou sopečného plynu.
V priemysle sa získavajú spaľovaním síry alebo pražením jej sulfidov:
- 2FeS2 + 5O2 \u003d 2FeO + 4SO2.
V laboratóriách sa S02 spravidla získava pomocou siričitanov a hydrosulfitov, ktoré sú vystavené silnej kyseline, ako aj pôsobeniu kovov s nízkym stupňom aktivity koncentrovanej H2SO4.
Rovnako ako ostatné oxidy síry, SO 2 je kyslý oxid. Pri interakcii s alkáliami vytvára rôzne siričitany, reaguje s vodou a vytvára kyselinu sírovú.
SO 2 je mimoriadne aktívny, čo sa jasne prejavuje v jeho redukčných vlastnostiach, kde sa zvyšuje oxidačný stupeň oxidu síry. Pri napadnutí silným redukčným činidlom môže vykazovať oxidačné vlastnosti. Posledná uvedená charakteristika sa používa na výrobu kyseliny fosfornej alebo na separáciu S z plynov v metalurgickej oblasti.
Oxid sírový (4) je široko používaný ľuďmi na výrobu kyseliny sírovej alebo jej solí - to je jeho hlavná oblasť použitia. A tiež sa podieľa na procesoch výroby vína a pôsobí tam ako konzervačná látka (E220), niekedy sú nakladané so zeleninovými skladmi a skladmi, pretože ničí mikroorganizmy. Materiály, ktoré sa nedajú bieliť chlórom, sú ošetrené oxidom síry.
SO 2 je pomerne toxická zlúčenina. Typickými príznakmi indikujúcimi otravu ním sú kašeľ, objavenie sa problémov s dýchaním, zvyčajne vo forme nádchy, zachrípnutia, objavenia sa nezvyčajnej pachute a škriabania hrdla. Vdýchnutie takéhoto plynu môže spôsobiť udusenie, zhoršenie rečovej schopnosti jedinca, zvracanie, ťažkosti s prehĺtaním, ako aj akútny pľúcny edém. Maximálna prípustná koncentrácia tejto látky v pracovnej miestnosti je 10 mg/m 3 . však rôznych ľudí telo môže vykazovať aj rôznu citlivosť na oxid siričitý.
Všeobecné informácie o anhydride kyseliny sírovej
Sírový plyn, alebo, ako sa tomu hovorí, anhydrid kyseliny sírovej, je najvyšší oxid síry s chemickým vzorcom SO 3 . Kvapalina s dusivým zápachom, prchavá pri štandardné podmienky. Schopný stuhnúť, vytvárať zmesi kryštálového typu z jeho pevných modifikácií, pri teplote 16,9 °C a nižšej.
Podrobná analýza vyššieho oxidu
Pri oxidácii SO 2 vzduchom pod vplyvom vysokých teplôt je nevyhnutnou podmienkou prítomnosť katalyzátora, napríklad V 2 O 5, Fe 2 O 3, NaVO 3 alebo Pt.
Tepelný rozklad síranov alebo interakcia ozónu a SO 2:
- Fe2(S04)3 \u003d Fe203 + 3S03;
- S02 + O3 \u003d S03 + O2.
Oxidácia SO 2 s NO 2:
- SO2 + NO2 \u003d SO3 + NO.
K fyzikálnym kvalitatívnym charakteristikám patrí: prítomnosť plochej štruktúry, trigonálneho typu a D 3 h symetria v plynnom stave, pri prechode z plynu na kryštál alebo kvapalinu tvorí trimér cyklického charakteru a cikcak reťazca, má kovalentná polárna väzba.
V tuhej forme sa SO 3 vyskytuje v alfa, beta, gama a sigma formách, pričom má inú teplotu topenia, stupeň polymerizácie a rôzne kryštálové formy. Existencia takého počtu druhov SO3 je spôsobená tvorbou väzieb typu donor-akceptor.
Vlastnosti anhydridu síry zahŕňajú mnohé z jeho vlastností, hlavné sú:
Schopnosť interakcie s bázami a oxidmi:
- 2KHO + SO3 \u003d K2S04 + H20;
- CaO + SO3 \u003d CaS04.
Vyšší oxid síry SO 3 má dostatočne vysokú aktivitu a interakciou s vodou vytvára kyselinu sírovú:
- SO3 + H20 \u003d H2SO4.
Vstupuje do reakcií s chlorovodíkom a vytvára kyselinu chlórsulfátovú:
- SO3 + HCl \u003d HS03Cl.
Oxid sírový sa vyznačuje prejavom silných oxidačných vlastností.
Anhydrid kyseliny sírovej nachádza uplatnenie pri výrobe kyseliny sírovej. Malé množstvo sa uvoľňuje do životné prostredie počas používania sírnych kontrolórov. SO 3, tvoriaci kyselinu sírovú po interakcii s mokrým povrchom, ničí rôzne nebezpečných organizmov ako sú huby.
Zhrnutie
Oxid sírový možno nájsť v rôznych stavov agregácie z tekutej na tuhú formu. V prírode je vzácny a spôsobov, ako ho získať v priemysle, ako aj v oblastiach, kde sa dá využiť, je pomerne veľa. Samotný oxid má tri formy, v ktorých vykazuje rôzne stupne valencie. Môže byť veľmi toxický a spôsobiť vážne problémy so zdravím.
Síra je bežná v zemská kôra, patrí medzi ostatné prvky na šestnáste miesto. Vyskytuje sa vo voľnej aj vo viazanej forme. Charakteristické sú pre to nekovové vlastnosti chemický prvok. Jeho latinský názov je „Sulfur“, označuje sa symbolom S. Prvok je súčasťou rôznych iónov zlúčenín obsahujúcich kyslík a/alebo vodík, tvorí množstvo látok patriacich do tried kyselín, solí a niekoľkých oxidov, z ktorých každý môže byť nazývaný oxid síry s adičnými symbolmi označujúcimi valenciu. Oxidačné stavy, ktoré vykazuje v rôznych zlúčeninách, sú +6, +4, +2, 0, −1, −2. Sú známe oxidy síry s rôznym stupňom oxidácie. Najbežnejšie sú oxid siričitý a oxid siričitý. Menej známe sú oxid sírový, ako aj vyššie (okrem SO3) a nižšie oxidy tohto prvku.
Oxid sírový
Anorganická zlúčenina nazývaná oxid sírový II, SO, táto látka je vzhľadom na vzhľad bezfarebný plyn. Pri kontakte s vodou sa nerozpúšťa, ale reaguje s ňou. Ide o veľmi vzácnu zlúčeninu, ktorá sa vyskytuje iba v riedkom plynnom prostredí. Molekula SO je termodynamicky nestabilná, spočiatku sa mení na S2O2 (nazývaný plyn disíry alebo peroxid síry). Vzhľadom na zriedkavý výskyt oxidu sírového v našej atmosfére a nízku stabilitu molekuly je ťažké úplne určiť nebezpečenstvo tejto látky. Ale v kondenzovanej alebo koncentrovanejšej forme sa oxid mení na peroxid, ktorý je pomerne toxický a žieravý. Táto zlúčenina je tiež vysoko horľavá (pripomína v tejto vlastnosti metán) a pri spaľovaní vzniká oxid siričitý – jedovatý plyn. Oxid sírový 2 bol nájdený v blízkosti Io (jedna z atmosféry Venuše a v medzihviezdnom prostredí. Predpokladá sa, že na Io vzniká v dôsledku vulkanických a fotochemických procesov. Hlavné fotochemické reakcie sú nasledovné: O + S2 → S + SO a SO2 → SO +O.
Oxid siričitý
Oxid síry IV alebo oxid siričitý (SO2) je bezfarebný plyn s dusivým štipľavým zápachom. Pri teplote mínus 10 C prechádza do kvapalného stavu a pri teplote mínus 73 C tuhne. Pri 20 °C sa v 1 litri vody rozpustí asi 40 objemov SO2.
Tento oxid síry, ktorý sa rozpúšťa vo vode, vytvára kyselinu sírovú, pretože je to jej anhydrid: SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Interaguje so zásadami a 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O a SO2 + CaO → CaSO3.
Oxid siričitý má vlastnosti oxidačného a redukčného činidla. Oxiduje sa vzdušným kyslíkom na anhydrid kyseliny sírovej v prítomnosti katalyzátora: SO2 + O2 → 2SO3. So silnými redukčnými činidlami, ako je sírovodík, zohráva úlohu oxidačného činidla: H2S + SO2 → S + H2O.
Oxid siričitý sa používa hlavne v priemysle na výrobu kyseliny sírovej. Oxid siričitý sa získava spaľovaním síry alebo pyritu železa: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
Anhydrid kyseliny sírovej
Oxid sírový VI alebo oxid sírový (SO3) je medziprodukt a nemá nezávislú hodnotu. Vzhľadovo je to bezfarebná kvapalina. Vrie pri teplote 45 C a pod 17 C sa mení na bielu kryštalickú hmotu. Táto síra (s oxidačným stavom atómu síry + 6) je extrémne hygroskopická. S vodou tvorí kyselinu sírovú: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Rozpustením vo vode uvoľňuje veľké množstvo tepla a ak sa veľké množstvo oxidu pridá naraz, nie postupne, môže dôjsť k výbuchu. Oxid sírový je vysoko rozpustný v koncentrovaná kyselina kamzíka na tvorbu olea. Obsah SO3 v oleu dosahuje 60 %. Táto zlúčenina síry sa vyznačuje všetkými vlastnosťami
Vyššie a nižšie oxidy síry
Síra je skupina chemické zlúčeniny so vzorcom S03 + x, kde x môže byť 0 alebo 1. Monomérny oxid S04 obsahuje peroxoskupinu (O-O) a je charakterizovaný, podobne ako oxid S03, oxidačným stavom síry +6. Tento oxid síry sa môže vyrábať pri nízkych teplotách (pod 78 K) reakciou SO3 alebo fotolýzou SO3 zmiešaného s ozónom.
Nižšie oxidy síry sú skupinou chemických zlúčenín, ktoré zahŕňajú:
- SO (oxid síry a jeho dimér S202);
- oxidy síry SnO (sú cyklické zlúčeniny pozostávajúce z kruhov tvorených atómami síry, pričom n môže byť od 5 do 10);
- S702;
- polymérne oxidy síry.
Záujem o nižšie oxidy síry sa zvýšil. Je to spôsobené potrebou študovať ich obsah v pozemskej a mimozemskej atmosfére.
V redoxných procesoch môže byť oxid siričitý oxidačným aj redukčným činidlom, pretože atóm v tejto zlúčenine má stredný oxidačný stav +4.
Ako reaguje oxidačné činidlo SO 2 so silnejšími redukčnými činidlami, napríklad s:
SO 2 + 2 H 2 S \u003d 3 S ↓ + 2 H 2 O
Ako reaguje redukčné činidlo SO 2 so silnejšími oxidačnými činidlami, napríklad v prítomnosti katalyzátora, s atď.:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
S02 + Cl2 + 2H20 \u003d H2S03 + 2HCl
Potvrdenie
1) Oxid siričitý vzniká pri spaľovaní síry:
2) V priemysle sa získava vypaľovaním pyritu:
3) V laboratóriu možno získať oxid siričitý:
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O
Aplikácia
Oxid siričitý sa široko používa v textilnom priemysle na bielenie rôznych výrobkov. Okrem toho sa používa v poľnohospodárstvo na ničenie škodlivých mikroorganizmov v skleníkoch a pivniciach. Vo veľkých množstvách sa SO 2 používa na výrobu kyseliny sírovej.
oxid sírový (VI) – SO 3 (anhydrid kyseliny sírovej)
Anhydrid kyseliny sírovej SO 3 je bezfarebná kvapalina, ktorá sa pri teplotách pod 17 °C mení na bielu kryštalickú hmotu. Veľmi dobre absorbuje vlhkosť (hygroskopická).
Chemické vlastnosti
Acidobázické vlastnosti
Ako interaguje typický kyslý oxid sírový anhydrid:
SO3 + CaO = CaS04
c) s vodou:
S03 + H20 \u003d H2S04
Zvláštnou vlastnosťou SO 3 je jeho schopnosť dobre sa rozpúšťať v kyseline sírovej. Roztok SO 3 v kyseline sírovej sa nazýva oleum.
Tvorba olea: H2SO4+ n SO3 \u003d H2SO4∙ n TAK 3
redoxné vlastnosti
Oxid sírový (VI) sa vyznačuje silným oxidačné vlastnosti(zvyčajne znížené na SO 2):
3SO3 + H2S \u003d 4S02 + H20
Získavanie a používanie
Anhydrid kyseliny sírovej vzniká pri oxidácii oxidu siričitého:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
Vo svojej čistej forme nemá anhydrid kyseliny sírovej žiadnu praktickú hodnotu. Získava sa ako medziprodukt pri výrobe kyseliny sírovej.
H2SO4
Zmienka o kyseline sírovej sa prvýkrát objavila medzi arabskými a európskymi alchymistami. Získal sa kalcináciou síranu železnatého (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) na vzduchu: 2FeSO 4 \u003d Fe203 + SO 3 + SO 2 alebo zmesi s: 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 a emitované pary anhydridu kyseliny sírovej kondenzovali. Absorbovali vlhkosť a zmenili sa na oleum. V závislosti od spôsobu prípravy sa H 2 SO 4 nazýval vitriolový olej alebo sírový olej. V roku 1595 alchymista Andreas Libavius stanovil identitu oboch látok.
Po dlhú dobu sa vitriolový olej veľmi nepoužíval. Záujem o ňu výrazne vzrástol po 18. storočí. Bol objavený indigový karmín, stabilné modré farbivo. Prvá továreň na výrobu kyseliny sírovej bola založená neďaleko Londýna v roku 1736. Proces prebiehal v olovených komorách, na dno ktorých sa nalievala voda. V hornej časti komory sa spaľovala roztavená zmes ledku so sírou, následne sa tam vpúšťal vzduch. Postup sa opakoval, kým sa na dne nádoby nevytvorila kyselina požadovanej koncentrácie.
V 19. storočí metóda sa zlepšila: namiesto ledku sa začali používať kyselina dusičná(dá, keď sa rozloží v komore). Na vrátenie nitróznych plynov do systému boli navrhnuté špeciálne veže, ktoré dali celému procesu názov – vežový proces. Továrne fungujúce podľa vežovej metódy existujú dodnes.
Kyselina sírová je ťažká olejovitá kvapalina, bezfarebná a bez zápachu, hygroskopická; dobre sa rozpúšťa vo vode. Keď sa koncentrovaná kyselina sírová rozpustí vo vode, uvoľní sa veľké množstvo tepla, preto ju treba opatrne naliať do vody (a nie naopak!) A roztok premiešať.
Roztok kyseliny sírovej vo vode s obsahom H2SO4 nižším ako 70 % sa zvyčajne nazýva zriedená kyselina sírová a roztok s viac ako 70 % sa nazýva koncentrovaná kyselina sírová.
Chemické vlastnosti
Acidobázické vlastnosti
Zriedená kyselina sírová vykazuje všetky charakteristické vlastnosti silných kyselín. Ona reaguje:
H2S04 + NaOH \u003d Na2S04 + 2H20
H2SO4 + BaCl2 \u003d BaSO4 ↓ + 2HCl
Proces interakcie iónov Ba 2+ so síranovými iónmi SO 4 2+ vedie k tvorbe bielej nerozpustnej zrazeniny BaSO 4. to kvalitatívna reakcia na síranový ión.
Redoxné vlastnosti
V zriedenej H 2 SO 4 sú ióny H + oxidačné činidlá a v koncentrovanej H 2 SO 4 síranové ióny sú SO 4 2+. Ióny SO 4 2+ sú silnejšie oxidačné činidlá ako ióny H + (pozri diagram). 
AT zriedená kyselina sírová rozpúšťajú kovy, ktoré sú v elektrochemickej sérii napätí na vodík. V tomto prípade sa tvoria a uvoľňujú sírany kovov:
Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2
Kovy, ktoré sú v elektrochemickej sérii napätí po vodíku, nereagujú so zriedenou kyselinou sírovou:
Cu + H2S04 ≠
koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo, najmä pri zahrievaní. Oxiduje mnohé a niektoré organické látky.
Pri interakcii koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi, ktoré sú v elektrochemickej sérii napätí po vodíku (Cu, Ag, Hg), vznikajú sírany kovov, ako aj produkt redukcie kyseliny sírovej - SO 2 .
Reakcia kyseliny sírovej so zinkom Pri aktívnejších kovoch (Zn, Al, Mg) možno koncentrovanú kyselinu sírovú zredukovať na voľnú. Napríklad, keď kyselina sírová interaguje s v závislosti od koncentrácie kyseliny, môžu sa súčasne vytvárať rôzne produkty redukcie kyseliny sírovej - SO 2, S, H 2 S:
Zn + 2H2S04 \u003d ZnS04 + S02 + 2H20
3Zn + 4H2S04 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H20
4Zn + 5H2S04 = 4ZnS04 + H2S + 4H20
Koncentrovaná kyselina sírová v chlade pasivuje napríklad niektoré kovy, a preto sa prepravuje v železných cisternách:
Fe + H2S04 ≠
Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje niektoré nekovy ( atď.), pričom sa regeneruje na oxid sírový (IV) SO 2:
S + 2H2S04 \u003d 3SO2 + 2H20
C + 2H2S04 \u003d 2S02 + CO2 + 2H20
Získavanie a používanie
V priemysle sa kyselina sírová získava kontaktom. Proces akvizície prebieha v troch etapách:
- Získanie SO 2 pražením pyritu:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2
- Oxidácia SO 2 na SO 3 v prítomnosti katalyzátora - oxidu vanádu (V):
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
- Rozpustenie SO 3 v kyseline sírovej:
H2SO4+ n SO3 \u003d H2SO4∙ n TAK 3
Výsledné oleum sa prepravuje v železných nádržiach. Kyselina sírová požadovanej koncentrácie sa získava z olea naliatím do vody. Dá sa to vyjadriť v diagrame:
H2SO4∙ n S03 + H20 \u003d H2S04
Kyselina sírová nachádza rôzne aplikácie v rôznych oblastiach národného hospodárstva. Používa sa na sušenie plynov, pri výrobe iných kyselín, na výrobu hnojív, rôznych farbív a liečiv.
Soli kyseliny sírovej
Väčšina síranov je vysoko rozpustná vo vode (málo rozpustný CaSO 4, ešte menej PbSO 4 a prakticky nerozpustný BaSO 4). Niektoré sírany obsahujúce kryštalizačnú vodu sa nazývajú vitriol:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O síran meďnatý
FeSO 4 ∙ 7H 2 O síran železnatý
Soli kyseliny sírovej majú všetko. Ich vzťah k vykurovaniu je zvláštny.
Sírany aktívnych kovov ( , ) sa nerozkladajú ani pri 1000 ° C, zatiaľ čo iné (Cu, Al, Fe) - sa pri miernom zahriatí rozkladajú na oxid kovu a SO 3:
CuS04 \u003d CuO + SO3
Stiahnuť ▼:
Stiahnite si zadarmo abstrakt na tému: "Výroba kyseliny sírovej kontaktnou metódou"
Môžete si stiahnuť eseje na iné témy
*na obrázku záznamu je fotografia síranu meďnatého
