АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Соли серной кислоты (сульфаты и гидросульфаты)

Читайте также:
  1. Азотосодержащие кислоты
  2. Аминокислоты в молекуле синтезируемого белка?
  3. В состав жиров входят насыщенные и ненасыщенные жирные кислоты.
  4. НУКЛЕИНОВЫЕ КИСЛОТЫ
  5. Оксиды и кислородсодержащие кислоты хлора
  6. Производство серной кислоты.
  7. Реакции и ход анализа смеси катионов группы серной кислоты
  8. Сероводород. Кислоты серы. Титрование
  9. Сульфаты – соли серной кислоты
  10. Технология производства уксусной кислоты.

 

Сульфаты образуют многие металлы. Их получают путем окисления металлов серной кислотой, окислением сульфидов, нейтра­лизацией H2SO4 оснований и оксидов, а также обменными реакциями.

Из водных растворов сульфаты обычно выделяются в виде крис­таллогидратов. Кристаллогидраты двухвалентных тяжелых металлов называют купоросами:

CuSO4´5H2O - медный купорос, светло-зеленого цвета,

ZnSO4´7H2O - цинковый, белые кристаллы,

CoSO4´7H2O - кобальтовый, темно-красные кристаллы,

NiSO4´7H2O - никелевый, зеленые кристаллы,

FeSO4´7H2O - железный купорос, кристаллы светло-зеленого цвета, на воздухе постепенно выветриваются, окисляясь с поверхности и переходя в желто-бурую основную соль железа (III) FeOHSO4.

 

Двойные сульфаты - это кристаллогидраты с общей формулой M2SO4´M2(SO4)3´24H2O, где M+ – K+, Na+, NH4+, Rb+ или Cs+; M3+ – Cr3+, Al3+, Fe3+ и др. трехзарядные ионы.

Примеры: K2SO4´Al2(SO4)3´24H2O или KAl(SO4)2´12H2O. Часто пользуются тривиальными названиями этих соединений - алюмокалиевые квасцы, или просто квасцы.

K2SO4´Cr2(SO4)3´24H2O или KCr(SO4)2´12H2O - хромовокалиевые квасцы (иногда слово "калиевые" опускают и указывают просто хромо­вые квасцы), KFe(SO4)2´12H2O - железокалиевые (железные) квасцы, NH4Fe(SO4)2´12H2O - железоаммонийные квасцы (12 гидрат сульфата калия, хрома (III)).

Соль Мора – (NH4)2SO4´FeSO4´6H2O или (NH4)2Fe(SO4)2´6H2O. Это обычная двойная соль с кристаллизационной водой, не относится к квасцам, т.к. железо имеет степень окисления +2 (а не +3, как в квасцах).

В этой соли железо (II) более устойчиво к окислению кислородом в отличие от железного купороса. Двойные соли серной кислоты существуют только в твердом виде, в водных растворах распадаются на ионы:

 

KAl(SO4)2 ® K+ + Al3+ + 2SO42-

 

Сульфат и гидросульфат ионы обладают слабым поляризующим действием, величина делокализованного заряда на атомах кислорода в SO42- - ионе равна -0,5, поэтому эти ионы гидролизу практически не подвергаются. Гидролиз сульфатов возможен лишь по катиону, если он обладает поляризующим действием.

Из гидросульфатов в твердом состоянии получены гидросульфаты ак­тивных металлов: NaHSO4, KHSO4 и др.

Сульфаты являются достаточно термически устойчивыми вещества­ми: сульфаты натрия, калия и бария плавятся без разложения при тем­пературе ~1000 °С и выше, другие распадаются при температурах >700-800 °С с образованием оксида металла и SO2 (или SO2 + O2), например:

 

2Fe2(SO4)3 2Fe2O3 + 6SO2­ + 3O2­

2FeSO4 Fe2O3 + SO3­ + SO2­

HgSO4 Hg + SO2­ + O2­

 

Кристаллогидраты при нагревании сначала теряют воду, а затем при сильном прокали­вании разлагаются:

 

CaSO4´2H2O CaSO4 + 2H2O

CaSO4 CaO + SO3­

 

Гидросульфаты при прокаливании разлагаются сначала до дисульфатов, а затем до сульфатов:

2NaHSO4 Na2S2O7 + H2

Na2S2O7 Na2SO4 + SO3­

 

Сульфат аммония разлагается на аммиак и гидросульфат аммония:

 

(NH4)2SO4 NH3­ + NH4HSO4

 

Многие сульфаты - ценные лекарственные средства и широко применяются в медицине. Например, обезвоженный гипс CaSO4´0,5H2O - служит для наложения гипсовых повязок при переломах костей. Вследствие связывания воды, водная кашица быстро за­твердевает:

 

2CaSO4´0,5H2O + 3H2O ® 2CaSO4´2H2O

 

Кроме указанного применения в медицине, сульфаты используют в борьбе с вредителями сельского хозяйства - с насекомыми и возбу­дителями грибковых заболеваний. Они представляют собой ценные ядо­химикаты: бордосская жидкость, парижская зелень и др.

Квасцы применяют как вяжущее средство для дубления кож, в производстве красок и т.д.

В виде сульфатных добавок к фосфорным или азотным удобрениям используют микроудобрения: CuSO4´5H2O; ZnSO4´7H2O и другие. CuSO4´5H2O - для протравливания зерна перед посевом, чтобы уничтожить споры вредных грибов.

Кроме H2SO3 и H2SO4 сера образует ряд других оксокислот:

 

1. Политионовые кислоты H2SnO6 (n>2)

H2S3O6 - трисульфоновая кислота

H2S4O6 - тетратионовая кислота

2. Полисерные кислоты H2SO4´n(SO3)

H2S2O7 - дисерная кислота

H2S3O10 - трисерная кислота

3. Пероксокислоты (содержат пероксидную группу ¾О¾О¾)

H2SO5 - монопероксосерная (кислота Каро)

H2S2O8 - пероксодисерная кислота

 

Способы их получения:

H2SnO6 - взаимодействием H2SO3 и H2S (политионовые кислоты являются промежуточ­ными продуктами)

H2SO4´nSO3 – растворением SO3 в H2SO4 ® олеум

 

H2SO4 + SO3 ® H2S2O7

H2SO4 + 2SO3 ® H2S3O10

 

H2SO5 - действием 100%-ного H2O2 на H2SO4 или H2S2O8

 

H2SO4 + H2O2 ® H2SO5 + H2O

H2S2O8 + H2O2 ® 2H2SO5

 

Для синтеза пероксокислот применяют электролиз концентрированных водных растворов H2SO4:
Катод: 2H3O+ + 2e- ® H2­ + 2H2O

Анод: 2HSO4- - 2e- ® H2S2O8

Пероксокислоты - нестойкие соединения, легко подвергаются гидролизу, что используется в технике для получения H2O2.

 

H2S2O8 + 2H2O ® 2H2SO4 + H2O2­

H2SO5 + H2O ® H2SO4 + H2O2­

 

Пероксосерные кислоты и их соли принадлежат к сильным окис­лителям, они способны окислить Mn2+ до MnO4-; Cr3+ до Cr2O72- что позволяет их использовать в химическом анализе и синтезе.

 

(S2O82- + 2e- ® 2SO42-; Е° = +2,01 В)

2MnSO4 + 5(NH4)2S2O8 + 8H2O ® 2HMnO4 + 5(NH4)2SO4 + 7H2SO4

 

Реакция проводится при нагревании в присутствии катализатора (AgNO3), который препятствует превращению MnSO4 в бурый оса­док H2MnO3. При выполнении этой реакции раствор окрашивается в красно-фиолетовый цвет (MnO4-).

 


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.008 сек.)