Kyselina sírová

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Kyselina sírová
Strukturní vzorec
Strukturní vzorec
Prostorový model
Prostorový model
10 %-ní roztok
10 %-ní roztok
Obecné
Systematický název Kyselina sírová
Ostatní názvy vitriol, olej vitriolu
Latinský název Acidum sulphuricum
Anglický název Sulfuric acid
Německý název Schwefelsäure
Sumární vzorec H2SO4
Vzhled bezbarvá olejovitá kapalina
EC-no (EINECS/ELINCS/NLP) 231-639-5
Indexové číslo 016-020-00-8
Vlastnosti
Molární hmotnost 98,078 48 g/mol
Molární koncentrace cM 18,68 mol/dm3 (20 °C)
9,167 mol/dm3 (20 °C, 60% roztok)
Teplota tání 10,36 °C
Teplota varu 273 °C (1 013 hPa, 100% kyselina)
310-335 °C (1 013 hPa, 98% kyselina)
Teplota rozkladu 338 °C
Hustota 1,852 84 g/cm³ (0 °C)
1,832 13 g/cm³ (20 °C)
1,822 05 g/cm³ (25 °C)
1,498 7 g/cm³ (20 °C, 60% roztok)
Dynamický viskozitní koeficient 48,4 cP (0 °C)
32,8 cP (15 °C)
25,4 cP (20 °C)
15,7 cP (30 °C)
11,5 cP (40 °C)
5,917 cP (20 °C, 60% roztok)
Kinematický viskozitní koeficient 3,948 cS (20 °C, 60% roztok)
Index lomu nD=1,429 22
nD=1,407 7 (20 °C, 60% roztok)
Disociační konstanta pKa -0,40; 1,92
Rozpustnost ve vodě neomezená mísitelnost (exotermní reakce)
Měrná magnetická susceptibilita -4,996 10-6 cm3 g-1
Povrchové napětí 55,1 mN/m (20 °C)
Standardní slučovací entalpie ΔHf° -814,378 kJ/mol
Entalpie rozpouštění ΔHrozp -945,5 J/g (20 °C)
-971,8 J/g (25 °C)
Standardní molární entropie S° 156,98 J K-1 mol-1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° -690,431 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp 1,417 J K-1 g-1
Žíravý
Žíravý (C)
R-věty R35
S-věty (S1/2) S26 S30 S45
H-věty H314
NFPA 704
NFPA 704.svg
 
 
 
 
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky
SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Kyselina sírová (zastarale též vitriol) je silná dvojsytná kyselina. Je jednou z nejdůležitějších průmyslově ve velkém množství vyráběných chemikálií. Její sumární vzorec je H2SO4, který značí, že se skládá ze dvou atomů vodíku, jednoho atomu síry a čtyř atomů kyslíku.

Příprava a výroba[editovat | editovat zdroj]

Oleum s obsahem cca 20 % oxidu sírového – nad hladinou je vidět aerosol („dým“) vzniklý reakcí SO3 s vodní parou na H2SO4

Výroba kyseliny sírové probíhá třístupňově, přičemž prvním krokem je příprava oxidu siřičitého, který se obvykle získává buď přímým spalováním síry,

S(s) + O2(g) → SO2(g),

nebo pražením pyritu či markazitu

4 FeS2(s) + 11 O2(g) → 8 SO2(g) + 2 Fe2O3(s),

nebo pražením sulfidu železnatého či jiných sulfidů

4 FeS + 7 O2(g) → 4 SO2(g) + 2 Fe2O3(s).

Druhým krokem je oxidace oxidu siřičitého na oxid sírový. Při této reakci se jako katalyzátoru používá oxidu vanadičného V2O5

2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3.

Nakonec reakcí oxidu sírového s vodou vzniká kyselina sírová

SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq).

V průmyslu je voda nahrazena koncentrovanou kyselinou sírovou (96-98%), přičemž jako mezistupeň vzniká kyselina disírová, což je vlastně jen hemihydrát oxidu sírového 2 SO3.H2O

SO3(g) + H2SO4(aq) → H2S2O7
H2S2O7 + H2O(l) → 2 H2SO4(aq)

Dalším rozpouštěním oxidu sírového v kyselině sírové vzniká kyselina disírová a následně tzv. oleum, jehož ředěním se získává kyselina sírová požadované koncentrace.

SO3 + H2SO4 → H2S2O7
SO3 + H2S2O7 → H2S3O10

Vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Účinky 98% kyseliny sírové na papír

Kyselina sírová je v koncentrovaném stavu hustá olejnatá kapalina, neomezeně mísitelná s vodou. Ředění této kyseliny je silně exotermní proces. Koncentrovaná (96–98 %) má silné dehydratační a oxidační účinky (zvlášť za horka). Je hygroskopická, tj. pohlcuje vodní páry. Je velmi nebezpečnou žíravinou, způsobuje dehydrataci (zuhelnatění) organických látek. Zředěná kyselina oxidační schopnosti nemá a reaguje s neušlechtilými kovy za vzniku vodíku a síranů. Kyselina sírová je velmi reaktivní, reaguje téměř se všemi kovy kromě železa (v koncentrovaném stavu jej pasivuje), olova, zlata, platiny a wolframu, 20% vodný roztok nereaguje s mědí.

Roztok oxidu sírového v kyselině sírové se nazývá oleum. Kyselina sírová tvoří dva typy solísírany a hydrogensírany. Některé její soli tvoří hydráty.

Chemické reakce[editovat | editovat zdroj]

Neušlechtilé kovy se v kyselině sírové rozpouštějí za vývoje vodíku a vzniku příslušných síranů, např.

H2SO4(aq) + Zn(s) → H2(g) + ZnSO4(aq)
3 H2SO4(aq) + 2 Al(s) → 3H2(g) + Al2(SO4)3(aq)

Podobně většina oxidů kovů se v kyselině sírové rozpouští za vzniku solí

CuO(s) + H2SO4(aq) → H2O(l) + CuSO4(aq)

Reakcí s amoniakem nebo jeho vodným roztokem (čpavkem) vzniká síran amonný

2 NH3(g) + H2SO4(aq) → (NH4)2SO4(aq),

resp.

2 NH4OH(aq) + H2SO4(aq) → (NH4)2SO4 (aq)+ H2O(l).

Průmyslově významnou je reakce s fosforečnanem vápenatým, jejímž produktem je směs síranu vápenatého, monohydrogenfosforečnanu vápenatého, dihydrogenfosforečnanu vápenatého a volné kyseliny fosforečné známá jako fosforečné hnojivo superfosfát

Ca3(PO4)2(s) + H2SO4(aq) → 2 CaHPO4(aq) + CaSO4(s),
Ca3(PO4)2(s) + 2 H2SO4(aq) → Ca(H2PO4)2(aq) + 2 CaSO4(s),
Ca3(PO4)2(s) + 3 H2SO4(aq) → 2 H3PO4(aq) + 3 CaSO4(s).

Touto reakcí se původně téměř nerozpustný fosforečnan vápenatý přemění na směs rozpustnějších kyselých fosforečnanů a dobře rozpustné kyseliny fosforečné, což urychluje využití fosforu rostlinami.

Využití[editovat | editovat zdroj]

Využití kyseliny sírové je velmi široké. Kyselina sírová se používá zejména

  • při výrobě průmyslových hnojiv
  • při výrobě chemikálií
  • při výrobě plastů
  • při výrobě léčiv
  • při výrobě barviv
  • při výrobě výbušnin
  • v papírenském průmyslu
  • v textilním průmyslu
  • při výrobě syntetických vláken
  • při zpracování rud
  • při zpracování ropy
  • jako elektrolyt do olověných akumulátorů
  • při sušení a odvodňování látek
  • při úpravě pH vody
  • při výrobě Kolových nápojů

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.  

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]

  • Sulfuric acid - UNEP publication (vliv na prostředí, toxikologie, angl.)