산 공식은 h2so4입니다. 화학 원소

희석되지 않은 황산은 공유결합 화합물입니다.

분자 내에서 황산은 4개의 산소 원자로 사면체로 둘러싸여 있으며, 그 중 2개는 수산기 그룹의 일부입니다. S-O 결합은 이중 결합이고, S-OH 결합은 단일 결합입니다.

무색의 얼음 같은 결정은 층 구조를 가지고 있습니다. 각 H 2 SO 4 분자는 4개의 인접한 강한 수소 결합에 연결되어 단일 공간 프레임워크를 형성합니다.

액체 황산의 구조는 고체의 구조와 유사하지만 공간적 틀의 완전성이 깨졌습니다.

황산의 물리적 성질

정상적인 조건에서 황산은 색이나 냄새가 없는 무겁고 기름진 액체입니다. 기술적으로 황산은 물과 무수황화물의 혼합물입니다. SO 3 : H 2 O의 몰비가 1 미만이면 황산 수용액이고, 1보다 크면 황산 SO 3 용액입니다.

100% H 2 SO 4 는 10.45°C에서 결정화됩니다. 티킵 = 296.2°C; 밀도 1.98g/cm3. H 2 SO 4 는 H 2 O 및 SO 3 와 어떤 비율로든 혼합되어 수화물을 형성합니다. 수화열이 너무 높아 혼합물이 끓고 튀고 화상을 입을 수 있습니다. 따라서 물에 산을 첨가해야 하며 그 반대의 경우는 필요하지 않습니다. 왜냐하면 물을 산에 첨가하면 더 가벼운 물이 산 표면에 쌓여 생성된 모든 열이 집중되기 때문입니다.

최대 70% H 2 SO 4 를 함유한 황산 수용액을 가열하고 끓이면 수증기만 증기상으로 방출됩니다. 더 농축된 용액 위에도 황산 증기가 나타납니다.

구조적 특징과 이상성 측면에서 액체 황산은 물과 유사합니다. 동일한 수소 결합 시스템, 거의 동일한 공간적 구조가 있습니다.

황산의 화학적 성질

황산– 가장 강한 무기산 중 하나이며 극성이 높기 때문에 H-O 결합이 쉽게 끊어집니다.

황산은 수용액에서 해리됩니다. , 수소 이온과 산성 잔류물을 형성합니다.

H2SO4 = H + + HSO4 - ;

HSO4 - = H + + SO4 2- .

요약 방정식:

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

산의 성질을 보여줍니다 , 금속, 금속 산화물, 염기 및 염과 반응합니다.

묽은 황산은 금속과 상호작용할 때 산화 특성을 나타내지 않으며, 수소와 금속을 함유한 염이 방출됩니다. 최저 학위산화. 추위에 산은 철, 알루미늄, 심지어 바륨과 같은 금속에 대해 불활성입니다.

농축된 산은 산화 특성을 가지고 있습니다. 단순 물질과 진한 황산의 상호 작용의 가능한 제품이 표에 나와 있습니다. 산 농도와 금속 활성도에 대한 환원 생성물의 의존성이 표시됩니다. 금속의 활성이 높을수록 황산의 황산염 이온이 더 많이 감소합니다.

산화물과의 상호작용:

CaO + H2SO4 = CaSO4 = H2O.

염기와의 상호작용:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O.

소금과의 상호작용:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.

산화적 성질

황산은 HI 및 HBr을 산화하여 할로겐을 제거합니다.

H 2 SO 4 + 2HI = I 2 + 2H 2 O + SO 2.

황산은 수산기를 함유한 유기 화합물에서 화학적으로 결합된 물을 제거합니다. 진한 황산이 있는 상태에서 에틸 알코올을 탈수하면 에틸렌이 생성됩니다.

C2H5OH = C2H4 + H2O.

설탕, 셀룰로오스, 전분 및 기타 탄수화물이 황산과 접촉하여 탄화되는 현상도 탈수로 설명됩니다.

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

그것은 역사적인 이름을 가지고 있습니다 : vitriol 오일. 산에 대한 연구는 고대부터 시작되었는데, 그리스 의사 디오스코리데스(Dioscorides), 로마 박물학자 플리니우스(Pliny the Elder), 이슬람 연금술사 게베르(Geber), 라지(Razi), 이븐 시나(Ibn Sina) 등이 자신들의 작품에서 산에 대해 기술했습니다. 수메르인들에게는 물질의 색깔에 따라 분류된 독극물 목록이 있었습니다. 요즘 "vitriol"이라는 단어는 2가 금속 황산염의 결정질 수화물을 결합합니다.

17세기 독일-네덜란드 화학자 요한 글라우버(Johann Glauber)가 (KNO3) 존재 하에서 황을 연소시켜 황산을 제조했습니다. 1736년 조슈아 워드(런던 출신 약사)가 이 방법을 생산에 사용했습니다. 이때가 황산이 대규모로 생산되기 시작한 출발점이라고 볼 수 있다. 일반적으로 알려진 것처럼 그 공식(H2SO4)은 스웨덴 화학자 Berzelius(1779-1848)에 의해 조금 후에 확립되었습니다.

베르셀리우스는 알파벳 기호(화학 원소를 나타냄)와 낮은 숫자 지수(분자 내 주어진 유형의 원자 수를 나타냄)를 사용하여 한 분자가 1개의 황 원자(S), 2개의 수소 원자(H) 및 4개의 산소를 포함한다는 사실을 확립했습니다. 원자(O). 그 이후로 분자의 질적, 양적 구성이 알려졌습니다. 즉 황산이 화학 언어로 설명되었습니다.

분자 내 원자의 상대적 배열과 그 사이의 화학 결합(보통 선으로 표시됨)을 그래픽 형식으로 표시하면 분자 중앙에 두 개의 이중 결합으로 연결된 황 원자가 있음을 알 수 있습니다. 산소 원자. 각각 수소 원자가 부착된 다른 두 개의 산소 원자와 함께 동일한 황 원자가 단일 결합으로 연결됩니다.

속성

황산은 약간 황색 또는 무색의 점성 액체로 어떤 농도에서든 물에 용해됩니다. 이것은 강한 광물이며 금속(농축된 철은 가열하지 않고 철과 상호 작용하지 않지만 부동태화함), 암석, 동물 조직 또는 기타 물질에 대해 매우 공격적입니다. 이는 높은 흡습성과 강력한 산화제의 뚜렷한 특성이 특징입니다. 10.4 °C의 온도에서 산이 응고됩니다. 300°C로 가열하면 산의 거의 99%가 무수 황산(SO3)을 잃습니다.

수용액의 농도에 따라 그 성질이 달라집니다. 산성 용액에는 일반적인 이름이 있습니다. 최대 10%의 산은 희석된 것으로 간주됩니다. 배터리 - 29~32%. 농도가 75% 미만(GOST 2184에 규정됨)이면 타워라고 합니다. 농도가 98%이면 이미 진한 황산이 됩니다. 모든 경우에 공식(화학적 또는 구조적)은 변경되지 않습니다.

농축된 무수황산이 황산에 용해되면 발연 황산이 형성됩니다. 그 공식은 다음과 같습니다: H2S2O7. 순수한 산(H2S2O7)은 녹는점이 36°C인 고체입니다. 황산의 수화 반응은 다량의 열 방출이 특징입니다.

묽은 산은 금속과 반응하여 강한 산화제의 특성을 나타냅니다. 이 경우 황산은 환원됩니다. 환원된(+4, 0 또는 -2) 황 원자를 포함하는 형성된 물질의 공식은 SO2, S 또는 H2S일 수 있습니다.

탄소나 황과 같은 비금속과 반응합니다.

2 H2SO4 + C → 2 SO2 + CO2 + 2 H2O

2 H2SO4 + S → 3 SO2 + 2 H2O

염화나트륨과 반응:

H2SO4 + NaCl → NaHSO4 + HCl

이는 -SO3H 그룹에 의해 방향족 화합물의 벤젠 고리에 부착된 수소 원자의 친전자성 치환 반응을 특징으로 합니다.

영수증

1831년에는 현재 주류인 H2SO4를 생산하는 접촉법이 특허를 받았다. 오늘날 대부분의 황산은 이 방법을 사용하여 생산됩니다. 사용되는 원료는 황화물 광석(보통 황철석 FeS2)이며, 이는 배소 가스를 생성하는 특수 용광로에서 연소됩니다. 가스 온도가 900°C이므로 70% 농도의 황산으로 냉각됩니다. 그런 다음 사이클론 및 전기 집진기, 40 및 10% 농도의 촉매 독(As2O5 및 불소)을 함유한 산이 포함된 세척탑, 산성 에어로졸의 습식 전기 집진기에서 가스를 먼지로부터 제거합니다. 다음으로, 9% 이산화황(SO2)을 함유한 로스팅 가스가 건조되어 접촉 장치에 공급됩니다. 3층의 바나듐 촉매를 통과한 후 SO2는 SO3로 산화됩니다. 농축된 황산은 생성된 무수황산을 용해시키는 데 사용됩니다. 무수황산에 무수황산(SO3)을 녹인 용액의 공식은 H2S2O7입니다. 이 형태에서 발연황은 강철 탱크를 통해 소비자에게 운반되어 원하는 농도로 희석됩니다.

애플리케이션

화학적 특성이 다르기 때문에 H2SO4는 다양한 용도로 사용됩니다. 납산 배터리의 전해질로서 산 자체를 생산할 때, 다양한 세척 제품 제조를 위해 화학 산업에서 중요한 시약이기도 합니다. 또한 알코올, 플라스틱, 염료, 고무, 에테르, 접착제, 비누 및 세제, 의약품, 펄프 및 종이, 석유 제품의 생산에도 사용됩니다.

목표:황산의 구조, 물리화학적 특성, 용도에 대해 알아보세요.

교육 목표:물리적인 부분과 화학적 성질(다른 산 및 특정 산과 공통) 황산 생산은 국가 경제에서 황산 및 그 염의 중요성을 보여줍니다.

교육 과제:학생들이 자연에 대한 변증법적-유물론적 이해를 계속 발전시키도록 하십시오.

발달 작업:일반 교육 기술 및 능력 개발, 교과서 및 추가 문헌 작업, 데스크탑 작업 규칙, 체계화 및 일반화 능력, 인과 관계 설정, 자신의 생각을 결론적이고 유능하게 표현, 결론 도출, 도출 다이어그램, 스케치.

수업 진행

1. 이미 다룬 내용을 반복합니다.

정면 수업 조사. 결정질 황과 플라스틱 황의 특성을 비교합니다. 동소체의 본질을 설명하십시오.

2. 새로운 자료를 연구합니다.

이야기를 주의 깊게 들은 후, 수업 마지막에는 황산이 물, 나무, 금반지와 왜 이상하게 반응하는지 설명합니다.

오디오 녹음이 재생됩니다.

황산의 모험.

어느 화학 왕국에 마법사가 살고 있었는데, 그녀의 이름은 황산. 외관상 그다지 나쁘지는 않았습니다. 무색 액체, 기름처럼 점성, 무취였습니다. 황산유명해지고 싶어서 여행을 떠났어요.

그녀는 5시간 동안 걷고 있었는데, 날이 너무 더워서 목이 너무 말랐습니다. 그리고 갑자기 그녀는 우물을 보았습니다. "물!" -산을 외치고 우물로 달려가 물에 닿았습니다. 물이 심하게 쉭쉭 소리를 냈습니다. 비명을 지르며 겁에 질린 마법사가 달려갔습니다. 물론 젊은 산은 섞였을 때 그 사실을 몰랐다. 황산물과 함께 많은 양의 열이 방출됩니다.

"물이 닿으면 황산, 그러면 산과 섞일 시간이 없어 물이 끓여서 튀길 수 있습니다. 황산. 이 항목은 젊은 여행자의 일기에 등장한 후 교과서에 들어갔습니다.

산이 갈증을 풀어주지 않자, 펼쳐진 나무는 그늘에 누워 쉬기로 했습니다. 그러나 그녀는 그것도 성공하지 못했습니다. 하자마자 황산나무를 만졌더니 숯이 생기기 시작했어요. 그 이유를 모르고 겁에 질린 산은 도망갔습니다.

곧 그녀는 도시에 와서 가는 길에 처음으로 만난 가게에 가기로 결정했습니다. 보석 가게로 밝혀졌습니다. 진열장에 다가가자 산은 아름다운 고리를 많이 보았습니다. 황산나는 반지 하나를 입어보기로 결정했습니다. 여행자는 판매자에게 금반지를 달라고 요청한 후 그것을 길고 아름다운 손가락에 끼웠습니다. 마법사는 반지를 정말 좋아했고 그것을 구입하기로 결정했습니다. 이것이 바로 그녀가 친구들에게 자랑할 수 있었던 것입니다!

도시를 떠난 후 산은 집으로 돌아갔습니다. 도중에 그녀는 물과 나무가 그녀를 만졌을 때 왜 그렇게 이상하게 행동하는지에 대한 생각에 시달렸지만이 황금색 물건에는 아무 일도 일어나지 않았습니까? “그렇습니다. 금이 들어있으니까요. 황산산화되지 않습니다." 이것이 그가 일기에 산과 함께 쓴 마지막 말이었다.

선생님의 설명.

황산의 전자 및 구조식.

황은 주기율표의 3주기에 속하므로 옥텟 규칙(8전자 구조)이 관찰되지 않으며 황 원자는 최대 12개의 전자를 얻을 수 있습니다. 황산의 전자 및 구조식은 다음과 같습니다.

(황의 6개 전자는 별표로 표시됨)

영수증.

황산은 황산화물(5)과 물(SO 3 + H 2 O -> H 2 SO 4)의 상호작용에 의해 형성됩니다.

물리적 특성.

황산은 무색의 무거운 비휘발성 액체입니다. 물에 용해되면 매우 강한 가열이 발생합니다. 기억해 진한 황산에 물을 붓지 마십시오!

농축 황산은 공기 중 수증기를 흡수합니다. 진한 황산이 들어 있는 열린 용기가 저울에서 균형을 이루고 있으면 이를 확인할 수 있습니다. 일정 시간이 지나면 용기가 담긴 컵이 떨어집니다.

화학적 성질.

묽은 황산은 모든 산의 공통된 특성을 가지고 있습니다. 또한 황산에는 특정한 특성이 있습니다.

황의 화학적 성질 - 애플리케이션 .

재미있는 경험을 보여주는 교사의 시연입니다.

간단한 안전 브리핑.

아이스캔디(설탕으로 만든 석탄)

학생들은 자신의 공책에 재미있는 경험을 담은 표를 작성합니다.

황산이 물, 나무, 금과 왜 그렇게 이상하게 반응하는지에 대한 학생들의 추론.

애플리케이션.

황산은 그 특성(물 흡수 능력, 산화 특성, 비휘발성)으로 인해 국가 경제에서 널리 사용됩니다. 그것은 화학 산업의 주요 제품에 속합니다.

1. 염료 획득;
2. 광물질 비료 획득;
3. 석유 제품 정화;
4. 전해 구리 생산;
5. 배터리의 전해질;
6. 폭발물 획득;
7. 염료 획득;
8. 인공 실크를 얻는 단계;
9. 포도당 획득;
10. 소금 획득;
11. 산 생산.

예를 들어 황산 염이 널리 사용됩니다.

Na2SO4*10H2O– 황산나트륨 결정성 수화물 (글라우베르 소금)- 소다, 유리, 의약품 및 수의학 생산에 사용됩니다.

CaSO4*2H2O– 황산칼슘 결정성 수화물 (천연석고)- 건축 및 의약에 필요한 반수성 석고를 얻는 데 사용됩니다. - 석고 모형을 적용하는 데 사용됩니다.

CuSO4*5H2O– 황산구리 결정성 수화물(2) (황산구리)- 해충 및 식물 질병 퇴치에 사용됩니다.

교과서의 텍스트 외 구성요소를 사용한 학생들의 작업입니다.

흥미롭다

...Kara-Bogaz-Gol Bay의 물에는 온도 +5°C에서 글라우버 염이 30% 포함되어 있습니다. 이 소금은 날씨가 따뜻해지면 눈처럼 흰색 침전물 형태로 떨어집니다. , 소금이 다시 녹습니다. 이 만에 글라우버소금이 나타났다가 사라지는 것에서 이름이 붙여졌다 기적적인, 이는 "놀라운 소금"을 의미합니다.

3. 칠판에 적힌 교육 자료를 강화하기 위한 질문.

1. 겨울에는 창틀 사이에 진한 황산을 담은 용기를 놓는 경우도 있습니다. 이 작업은 어떤 목적으로 수행되며 왜 용기의 상단까지 산을 채울 수 없습니까?
2. 황산을 화학의 "빵"이라고 부르는 이유는 무엇입니까?

숙제와 완료 방법에 대한 지침.

필요한 경우 방정식을 이온 형태로 작성하십시오.

수업에 대한 결론, 표시 및 논평.

사용된 문헌.

1. Rudzitis G.E. Feldman F.G., 화학: 지도 시간 2시에 저녁 (교대) 중등 학교 7-11학년용 1-3판 - M.: Prosveshchenie, 1987.
2. 1991년 6번 학교의 화학.
3. Strempler Genrikh Ivanovich, 여가 시간의 화학: 도서. 중학생을 위한 그리고 늙었어 나이 /Fig. 자동 V.N. Rastopchiny.- F.: Ch. 에드. KSE, 1990.

산은 수소 원자와 산성 잔류물로 구성된 화합물(예: SO4, SO3, PO4 등)입니다. 이들은 무기 및 유기입니다. 첫 번째에는 염산, 인산, 황화물, 질산 및 황산이 포함됩니다. 두 번째에는 아세트산, 팔미트산, 포름산, 스테아르산 등이 포함됩니다.

황산이란 무엇입니까?

이 산은 두 개의 수소 원자와 산성 잔류물 SO4로 구성됩니다. 그것은 H2SO4라는 공식을 가지고 있습니다.

황산 또는 황산염이라고도 불리는 무기 산소 함유 이염기산을 말합니다. 이 물질은 가장 공격적이고 화학적으로 활성인 물질 중 하나로 간주됩니다. 대부분의 화학 반응에서 산화제로 작용합니다. 이 산은 농축되거나 희석된 형태로 사용될 수 있으며, 이 경우 화학적 성질이 약간 다릅니다.

물리적 특성

정상적인 조건에서 황산은 액체이고 끓는점은 약 섭씨 279.6도이며 고체 결정으로 변할 때 어는점은 100%의 경우 약 -10도, 95%의 경우 약 -20도입니다.

순수한 100% 황산염은 물의 밀도(1840kg/m3)의 거의 두 배인 무취, 무색, 유성 액체 물질입니다.

황산염의 화학적 성질

황산은 금속, 금속의 산화물, 수산화물 및 염과 반응합니다. 서로 다른 비율로 물로 희석하면 다르게 행동할 수 있으므로 농축된 황산 용액과 약한 황산 용액의 특성을 별도로 자세히 살펴보겠습니다.

농축 황산 용액

황산염이 90% 이상 함유된 용액은 농축된 것으로 간주됩니다. 이러한 황산 용액은 활성이 낮은 금속뿐만 아니라 비금속, 수산화물, 산화물 및 염과도 반응할 수 있습니다. 이러한 황산염 용액의 특성은 농축된 질산의 특성과 유사합니다.

금속과의 상호 작용

전기화학적 전압 계열의 금속(즉, 가장 활성이 없는 금속)에서 수소 오른쪽에 위치한 금속과 황산염의 농축 용액의 화학 반응 중에 다음 물질이 형성됩니다. 물과 이산화황의 상호 작용이 발생합니다. 나열된 물질이 형성되는 상호 작용의 결과로 금속에는 구리(구리), 수은, 비스무트, 은(아르겐툼), 백금 및 금(오럼)이 포함됩니다.

비활성 금속과의 상호 작용

전압 계열에서 수소 왼쪽에 있는 금속의 경우 진한 황산은 약간 다르게 반응합니다. 이 화학 반응의 결과로 특정 금속의 황산염, 황화수소 또는 순수한 황과 물과 같은 물질이 형성됩니다. 유사한 반응이 일어나는 금속에는 철(페럼), 마그네슘, 망간, 베릴륨, 리튬, 바륨, 칼슘 및 알루미늄, 크롬, 니켈 및 티타늄을 제외하고 전압 계열에서 수소 왼쪽에 있는 기타 모든 금속이 포함됩니다. 농축된 황산염은 그들과 상호작용하지 않습니다.

비금속과의 상호작용

이 물질은 강력한 산화제이므로 탄소(탄소), 황 등 비금속과 산화환원 화학반응에 참여할 수 있다. 이러한 반응의 결과로 물이 반드시 방출됩니다. 이 물질이 탄소에 첨가되면 이산화탄소와 이산화황도 방출됩니다. 그리고 황에 산을 첨가하면 이산화황과 물만 나옵니다. 이러한 화학반응에서 황산염은 산화제 역할을 한다.

유기 물질과의 상호 작용

황산과 유기 물질의 반응 중에서 탄화를 구별할 수 있습니다. 이 과정은 이 물질이 종이, 설탕, 섬유, 목재 등과 충돌할 때 발생합니다. 이 경우 어떤 경우에도 탄소가 방출됩니다. 반응 중에 형성된 탄소가 과잉인 경우 황산과 부분적으로 반응할 수 있습니다. 사진은 중간 농도의 황산염 용액과 설탕의 반응을 보여줍니다.

염과의 반응

또한 H2SO4의 농축 용액은 건조 염과 반응합니다. 이 경우, 염 구조에 존재했던 금속 황산염과 염에 있던 잔류물과 함께 산이 형성되는 표준 교환 반응이 발생합니다. 그러나 진한 황산은 염 용액과 반응하지 않습니다.

다른 물질과의 상호 작용

또한 이 물질은 금속 산화물 및 그 수산화물과 반응할 수 있으며, 이 경우 교환 반응이 발생하고 첫 번째에서는 금속 황산염과 물이 방출되고 두 번째에서는 동일합니다.

약한 황산염 용액의 화학적 성질

묽은 황산은 많은 물질과 반응하며 모든 산과 동일한 특성을 갖습니다. 이는 농축된 금속과 달리 활성 금속, 즉 전압 계열에서 수소 왼쪽에 있는 금속과만 상호 작용합니다. 이 경우 모든 산의 경우와 동일한 치환반응이 일어난다. 이것은 수소를 방출합니다. 또한 이러한 산성 용액은 염 용액과 상호 작용하여 위에서 이미 논의한 바와 같이 산화물과 교환 반응을 일으킵니다(농축된 것과 동일, 수산화물과 동일). 일반적인 황산염 외에도 수산화물과 황산의 상호 작용의 산물인 하이드로설페이트도 있습니다.

용액에 황산 또는 황산염이 포함되어 있는지 확인하는 방법

이러한 물질이 용액에 존재하는지 확인하기 위해 황산염 이온에 대한 특별한 정성 반응을 사용하여 알아낼 수 있습니다. 이는 용액에 바륨 또는 그 화합물을 첨가하는 것으로 구성됩니다. 이로 인해 흰색 침전물(황산바륨)이 생성될 수 있으며 이는 황산염이나 황산이 있음을 나타냅니다.

황산은 어떻게 생산되나요?

이 물질을 산업적으로 생산하는 가장 일반적인 방법은 황철석에서 추출하는 것입니다. 이 과정은 세 단계로 이루어지며 각 단계에는 특정 화학 반응이 수반됩니다. 그들을 살펴보자. 먼저 황철석에 산소를 첨가하면 산화철과 이산화황이 형성되어 추가 반응에 사용됩니다. 이 상호 작용은 고온에서 발생합니다. 다음 단계는 산화바나듐인 촉매가 있는 상태에서 산소를 첨가하여 삼산화황을 얻는 단계입니다. 이제 마지막 단계에서 결과물에 물을 첨가하여 황산염을 얻습니다. 이는 산업적으로 황산염을 추출하는 가장 일반적인 공정이며, 황철석이 이 기사에 설명된 물질의 합성에 적합한 가장 접근하기 쉬운 원료이기 때문에 가장 자주 사용됩니다. 이 공정을 통해 얻은 황산은 화학 산업과 기타 여러 산업 분야(예: 정유, 광석 드레싱 등)의 다양한 산업 분야에서 사용됩니다. 많은 합성 섬유의 제조 기술에도 종종 사용됩니다. .

모든 산은 분자에 하나 이상의 수소 원자와 산 잔기가 포함된 복합 물질입니다.

황산의 공식은 H2SO4입니다. 결과적으로 황산 분자에는 두 개의 수소 원자와 산성 잔류물 SO4가 포함되어 있습니다.

황산화물이 물과 반응하면 황산이 생성된다.

SO3+H2O -> H2SO4

순수한 100% 황산(일수화물)은 기름처럼 점성이 있고 무색, 무취이며 신맛이 나는 "구리" 맛이 나는 무거운 액체입니다. 이미 +10 °C의 온도에서 경화되어 결정질 덩어리로 변합니다.

진한 황산에는 약 95%의 H2SO4가 포함되어 있습니다. 그리고 –20°C 이하의 온도에서는 경화됩니다.

물과의 상호 작용

황산은 물에 잘 녹고 어떤 비율로든 혼합됩니다. 이로 인해 많은 양의 열이 방출됩니다.

황산은 공기 중의 수증기를 흡수할 수 있습니다. 이 속성은 산업계에서 가스를 건조하는 데 사용됩니다. 가스는 황산이 담긴 특수 용기를 통과하여 건조됩니다. 물론 이 방법은 반응하지 않는 가스에만 사용할 수 있습니다.

황산이 많은 유기 물질, 특히 탄수화물과 접촉하면 이러한 물질이 탄화되는 것으로 알려져 있습니다. 사실 탄수화물은 물과 마찬가지로 수소와 산소를 모두 포함하고 있습니다. 황산은 이러한 요소를 제거합니다. 남은 것은 석탄이다.

H2SO4 수용액에서 지시약 리트머스와 메틸 오렌지가 빨간색으로 변하는데, 이는 이 용액이 신맛이 있음을 나타냅니다.

금속과의 상호 작용

다른 산과 마찬가지로 황산도 수소 원자를 분자 내 금속 원자로 대체할 수 있습니다. 거의 모든 금속과 상호 작용합니다.

희석된 황산일반 산처럼 금속과 반응합니다. 반응의 결과로 산성 잔류물 SO4와 수소가 포함된 염이 형성됩니다.

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

에이 진한 황산매우 강한 산화제이다. 이는 전압 계열에서의 위치에 관계없이 모든 금속을 산화시킵니다. 그리고 금속과 반응하면 그 자체가 SO2로 환원됩니다. 수소는 방출되지 않습니다.

Сu + 2 H2SO4 (농도) = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 2 H2SO4 (농도) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

그러나 금, 철, 알루미늄, 백금족 금속은 황산에서 산화되지 않습니다. 따라서 황산은 강철 탱크로 운송됩니다.

이러한 반응의 결과로 얻어지는 황산염을 황산염이라고 합니다. 무색이며 쉽게 결정화됩니다. 그들 중 일부는 물에 잘 녹습니다. CaSO4와 PbSO4만 약간 용해됩니다. BaSO4는 물에 거의 녹지 않습니다.

염기와의 상호작용

산과 염기의 반응을 중화반응이라고 합니다. 황산의 중화 반응의 결과로 산 잔류물 SO4와 물 H2O를 포함하는 염이 형성됩니다.

황산 중화 반응의 예:

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

H2SO4 + CaOH = CaSO4 + 2 H2O

황산은 가용성 및 불용성 염기 모두와 중화 반응합니다.

황산 분자에는 두 개의 수소 원자가 있고 이를 중화하려면 두 개의 염기가 필요하므로 이염기산으로 분류됩니다.

염기성 산화물과의 상호 작용

학교 화학 과정에서 우리는 산화물이 두 개의 화학 원소를 포함하는 복합 물질이라는 것을 알고 있으며 그 중 하나는 산화 상태 -2의 산소입니다. 염기성 산화물은 1, 2 및 일부 3 원자가 금속의 산화물이라고 합니다. 염기성 산화물의 예: Li2O, Na2O, CuO, Ag2O, MgO, CaO, FeO, NiO.

황산은 중화 반응에서 염기성 산화물과 반응합니다. 이 반응의 결과로 염기와의 반응에서와 마찬가지로 염과 물이 형성됩니다. 소금에는 산성 잔류물 SO4가 포함되어 있습니다.

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

소금과의 상호 작용

황산은 약하거나 휘발성이 강한 산의 염과 반응하여 이러한 산을 대체합니다. 이 반응의 결과로 산성 잔류물 SO4와 산이 포함된 염이 형성됩니다.

H2SO4+BaCl2=BaSO4+2HCl

황산 및 그 화합물의 응용

바륨 죽 BaSO4는 엑스레이를 차단할 수 있습니다. 방사선 전문의는 인체의 빈 기관을 채우고 검사합니다.

의학 및 건축 분야에서는 천연 석고 CaSO4 * 2H2O 및 황산 칼슘 결정 수화물이 널리 사용됩니다. Glauber의 소금 Na2SO4 * 10H2O는 소다 및 유리 생산을 위해 화학 산업의 의약 및 수의학에 사용됩니다. 황산동 CuSO4 * 5H2O는 해충 및 식물 질병 퇴치에 사용하는 정원사 및 농업 경제학자에게 알려져 있습니다.

황산은 화학, 금속 가공, 석유, 섬유, 가죽 등 다양한 산업에서 널리 사용됩니다.