Sulfaatzuur: formule en chemische eigenschappen

2024 Auteur: Angel Austin | [email protected]. Laatst gewijzigd: 2024-01-02 17:53

Een van de allereerste minerale zuren die de mens bekend werd, is zwavelzuur of sulfaat. Niet alleen zijzelf, maar ook veel van haar zouten werden gebruikt in de bouw, medicijnen, de voedingsindustrie en voor technische doeleinden. Tot nu toe is er in dit opzicht niets veranderd. Een aantal eigenschappen die sulfaatzuur bezit, maken het gewoon onmisbaar bij chemische syntheses. Bovendien worden de zouten ervan gebruikt in bijna alle sectoren van het dagelijks leven en de industrie. Daarom zullen we in detail bekijken wat het is en wat de kenmerken zijn van de gemanifesteerde eigenschappen.

Verscheidenheid aan namen

Laten we beginnen met het feit dat deze stof veel namen heeft. Onder hen zijn er die zijn gevormd volgens de rationele nomenclatuur en die zich historisch hebben ontwikkeld. Deze verbinding wordt dus aangeduid als:

• sulfaatzuur;
• vitriool;
• zwavelzuur;
• oleum.

Hoewel de term "oleum" niet helemaal geschikt is voor deze stof, omdat het een mengsel is van zwavelzuur en hoger zwaveloxide -SO_3.

Sulfaatzuur: formule en moleculaire structuur

Vanuit het oogpunt van chemische afkortingen kan de formule van dit zuur als volgt worden geschreven: H₂SO_{4. Het is duidelijk dat het molecuul bestaat uit twee waterstofkationen en een anion van het zure residu - sulfaation, dat een lading heeft van 2+.}

In dit geval werken de volgende bindingen binnen het molecuul:

• covalent polair tussen zwavel en zuurstof;
• covalent sterk polair tussen waterstof en zuurresidu SO_4.

Zwavel, met 6 ongepaarde elektronen, vormt twee dubbele bindingen met twee zuurstofatomen. Met nog een paar - single, en die, op hun beurt, single met waterstofatomen. Als gevolg hiervan zorgt de structuur van het molecuul ervoor dat het sterk genoeg is. Tegelijkertijd is het waterstofkation zeer mobiel en gaat het gemakkelijk weg, omdat zwavel en zuurstof veel meer elektronegatief zijn. Door de elektronendichtheid naar zich toe te trekken, voorzien ze waterstof van een gedeeltelijk positieve lading, die bij het losmaken vol raakt. Zo ontstaan zure oplossingen, waarin H+. zit

Als we het hebben over de oxidatietoestanden van de elementen in de verbinding, dan sulfaatzuur, waarvan de formule H₂SO_{4 is, hiermee kun je ze gemakkelijk berekenen: waterstof +1, zuurstof -2, zwavel +6.}

Zoals in elk molecuul is de totale lading nul.

Ontdekkingsgeschiedenis

Sulfaatzuur is al sinds de oudheid bekend bij mensen. Zelfs alchemisten wisten hoe ze het konden krijgen door verschillende vitriol te calcineren. MetAl in de 9e eeuw ontvingen en gebruikten mensen deze stof. Later in Europa leerde Albert Magnus hoe hij zuur kon extraheren uit de ontleding van ijzersulfaat.

Geen van de methoden was echter winstgevend. Toen werd de zogenaamde kamerversie van synthese bekend. Hiervoor werden zwavel en nitraat verbrand en werden de vrijgekomen dampen opgenomen door water. Als resultaat werd sulfaatzuur gevormd.

Zelfs later wisten de Britten de goedkoopste methode te vinden om aan deze stof te komen. Hiervoor werd pyriet gebruikt - FeS_{2, ijzerpyriet. Het roosteren en de daaropvolgende interactie met zuurstof vormen nog steeds een van de belangrijkste industriële methoden voor de synthese van zwavelzuur. Dergelijke grondstoffen zijn betaalbaarder, goedkoper en van hogere kwaliteit voor grote productievolumes.}

Fysieke eigenschappen

Er zijn verschillende parameters, waaronder externe, die sulfaatzuur van andere onderscheiden. De fysieke eigenschappen ervan kunnen op verschillende punten worden beschreven:

1. Vloeistof onder standaardomstandigheden.
2. In geconcentreerde staat is het zwaar, olieachtig, waarvoor het de naam "vitriol" heeft gekregen.
3. Dichtheid van materie - 1,84 g/cm3.
4. Geen kleur of geur.
5. Het heeft een uitgesproken "koper" smaak.
6. Lost zeer goed op in water, bijna onbeperkt.
7. Hygroscopisch, in staat om zowel vrij als gebonden water uit weefsels op te vangen.
8. Niet-vluchtig.
9. Kookpunt - 296oC.
10. Smelten om 10, 3oC.

Een van de belangrijkste kenmerken van deze verbinding is het vermogen om te hydrateren met het vrijkomen van een grote hoeveelheid warmte. Daarom wordt kinderen zelfs vanaf de schoolbank geleerd dat het niet mogelijk is om water aan zuur toe te voegen, maar andersom. Water heeft immers een lichtere dichtheid, waardoor het zich ophoopt op het oppervlak. Als het abrupt aan zuur wordt toegevoegd, zal als gevolg van de oplosreactie zo'n grote hoeveelheid energie vrijkomen dat het water gaat koken en samen met deeltjes van een gevaarlijke stof begint te spatten. Dit kan ernstige chemische brandwonden aan de huid van de handen veroorzaken.

Daarom moet zuur in een dunne stroom in water worden gegoten, dan wordt het mengsel erg heet, maar koken zal niet optreden, wat betekent dat de vloeistof ook zal spatten.

Chemische eigenschappen

Vanuit het oogpunt van chemie is dit zuur erg sterk, vooral als het een geconcentreerde oplossing is. Het is dibasisch, daarom dissocieert het in stappen, met de vorming van hydrosulfaat- en sulfaatanionen.

Over het algemeen komt de interactie met verschillende verbindingen overeen met alle hoofdreacties die kenmerkend zijn voor deze klasse van stoffen. We kunnen voorbeelden geven van verschillende vergelijkingen waarin sulfaatzuur een rol speelt. Chemische eigenschappen komen tot uiting in de interactie met:

• zouten;
• metaaloxiden en -hydroxiden;
• amfotere oxiden en hydroxiden;
• metalen die in een reeks spanningen tot waterstof staan.

Bals resultaat van dergelijke interacties worden in bijna alle gevallen mediumzouten van een bepaald zuur (sulfaten) of zure zouten (hydrosulfaten) gevormd.

Een bijzonderheid is ook dat met metalen volgens het gebruikelijke schema Me + H₂SO₄=MeSO₄ + H_{2↑ alleen een oplossing van een bepaalde stof reageert, dat wil zeggen een verdund zuur. Als we geconcentreerd of sterk verzadigd (oleum) nemen, dan zullen de interactieproducten totaal anders zijn.}

Speciale eigenschappen van zwavelzuur

Deze omvatten alleen de interactie van geconcentreerde oplossingen met metalen. Er is dus een bepaald schema dat het hele principe van dergelijke reacties weerspiegelt:

1. Als het metaal actief is, is het resultaat de vorming van waterstofsulfide, zout en water. Dat wil zeggen, zwavel wordt gereduceerd tot -2.
2. Als het metaal een gemiddelde activiteit heeft, is het resultaat zwavel, zout en water. Dat wil zeggen, de reductie van het sulfaation tot vrije zwavel.
3. Metalen met een lage reactiviteit (na waterstof) - zwaveldioxide, zout en water. Zwavel in oxidatietoestand +4.

De speciale eigenschappen van sulfaatzuur zijn ook het vermogen om sommige niet-metalen te oxideren tot hun hoogste oxidatietoestand en te reageren met complexe verbindingen en ze te oxideren tot eenvoudige stoffen.

Verkrijgingsmethoden in de industrie

Het sulfaatproces voor de productie van zwavelzuur bestaat uit twee hoofdtypen:

• contact;
• toren.

Beide zijn de meest voorkomende manieren omindustrie in alle landen van de wereld. De eerste optie is gebaseerd op het gebruik van ijzerpyriet of zwavelpyriet als grondstof - FeS_{2. Er zijn in totaal drie fasen:}

1. Roosteren van grondstoffen met vorming van zwaveldioxide als verbrandingsproduct.
2. Dit gas door zuurstof leiden over een vanadiumkatalysator om zwavelzuuranhydride te vormen - SO_3.
3. In de absorptietoren wordt anhydride opgelost in een oplossing van sulfaatzuur onder vorming van een oplossing met een hoge concentratie - oleum. Zeer zware olieachtige dikke vloeistof.

De tweede optie is praktisch hetzelfde, maar als katalysator worden stikstofoxiden gebruikt. Vanuit het oogpunt van parameters als productkwaliteit, kosten en energieverbruik, zuiverheid van grondstoffen, productiviteit, is de eerste methode efficiënter en acceptabeler, dus wordt deze vaker gebruikt.

Laboratoriumsynthese

Als het nodig is om zwavelzuur in kleine hoeveelheden te verkrijgen voor laboratoriumonderzoek, dan is de methode van interactie van waterstofsulfide met sulfaten van laagactieve metalen het meest geschikt.

In deze gevallen vindt de vorming van ferrometaalsulfiden plaats en wordt zwavelzuur als bijproduct gevormd. Voor kleine studies is deze optie geschikt, maar zo'n zuur zal qua zuiverheid niet verschillen.

Ook in het laboratorium kun je een kwalitatieve reactie uitvoeren op sulfaatoplossingen. Het meest voorkomende reagens is bariumchloride, aangezien het Ba²⁺ ion, samen metsulfaatanion slaat neer in een wit neerslag - barietmelk: H₂SO₄ + BaCL₂=2HCL + BaSO_4↓

De meest voorkomende zouten

Sulfaatzuur en de sulfaten die het vormt, zijn belangrijke verbindingen in veel industrieën en huishoudens, waaronder voedsel. De meest voorkomende zouten van zwavelzuur zijn:

1. Gips (albast, seleniet). De chemische naam is een waterig calciumsulfaat kristallijn hydraat. Formule: CaSO_{4. Gebruikt in de bouw, medicijnen, pulp en papier, sieraden maken.}
2. Bariet (zware spar). barium sulfaat. In oplossing is het een melkachtig neerslag. In vaste vorm - transparante kristallen. Gebruikt in optische instrumenten, röntgenstralen, isolerende coating.
3. Mirabilite (Glauber's zout). De chemische naam is natriumsulfaatdecahydraat. Formule: Na₂SO₄10H_{2O. Gebruikt in de geneeskunde als laxeermiddel.}

Er zijn veel voorbeelden van zouten die praktische betekenis hebben. De hierboven genoemde zijn echter de meest voorkomende.

Sulfaatloog

Deze stof is een oplossing die wordt gevormd als gevolg van de warmtebehandeling van hout, dat wil zeggen cellulose. Het belangrijkste doel van deze verbinding is om op basis daarvan sulfaatzeep te verkrijgen door te bezinken. De chemische samenstelling van sulfaatvloeistof is als volgt:

• lignine;
• hydroxyzuren;
• monosachariden;
• fenolen;
• hars;
• vluchtige en vetzuren;
• sulfiden, chloriden, carbonaten en sulfaten van natrium.

Er zijn twee hoofdtypen van deze stof: witte en zwarte sulfaatvloeistof. Het wit gaat naar de pulp- en papierindustrie, terwijl het zwart wordt gebruikt om sulfaatzeep te maken in de industrie.

Belangrijkste toepassingen

De jaarlijkse productie van zwavelzuur is 160 miljoen ton per jaar. Dit is een zeer significant cijfer, dat het belang en de prevalentie van deze verbinding aangeeft. Er zijn verschillende industrieën en plaatsen waar het gebruik van sulfaatzuur noodzakelijk is:

1. In batterijen als elektrolyt, vooral in loodbatterijen.
2. In fabrieken waar sulfaatmeststoffen worden geproduceerd. Het grootste deel van dit zuur wordt specifiek gebruikt voor de productie van minerale meststoffen voor planten. Daarom worden fabrieken voor de productie van zwavelzuur en de productie van meststoffen meestal naast elkaar gebouwd.
3. In de voedingsindustrie als emulgator, aangegeven met code E513.
4. In tal van organische syntheses als ontwateringsmiddel, een katalysator. Op deze manier worden explosieven, harsen, reinigingsmiddelen en detergenten, nylons, polypropyleen en ethyleen, kleurstoffen, chemische vezels, esters en andere verbindingen verkregen.
5. Gebruikt in filters om water te zuiveren en gedestilleerd water te maken.
6. Gebruikt bij de winning en verwerking van zeldzame elementen uit erts.

Ook veel gemzenzuur gaat naar laboratoriumonderzoek, waar het wordt verkregen door lokale methoden.