Sulfate d'acide : formule et propriétés chimiques

2024 Auteur: Angel Austin | [email protected]. Dernière modifié: 2024-01-02 17:46

L'un des tout premiers acides minéraux connus de l'homme est le sulfurique, ou sulfate. Non seulement elle-même, mais aussi beaucoup de ses sels ont été utilisés dans la construction, la médecine, l'industrie alimentaire et à des fins techniques. Jusqu'à présent, rien n'a changé à cet égard. Un certain nombre de caractéristiques que possède l'acide sulfaté le rendent tout simplement indispensable dans les synthèses chimiques. De plus, ses sels sont utilisés dans presque tous les secteurs de la vie courante et de l'industrie. Par conséquent, nous examinerons en détail ce que c'est et quelles sont les caractéristiques des propriétés manifestées.

Variété de noms

Commençons par le fait que cette substance a beaucoup de noms. Parmi eux, il y a ceux qui sont formés selon une nomenclature rationnelle et ceux qui se sont développés historiquement. Ainsi, cette connexion est désignée par:

• acide sulfate;
• vitriol;
• acide sulfurique;
• oléum.

Bien que le terme "oléum" ne soit pas tout à fait approprié pour cette substance, puisqu'il s'agit d'un mélange d'acide sulfurique et d'oxyde de soufre supérieur -SO_3.

Acide sulfaté: formule et structure moléculaire

Du point de vue de l'abréviation chimique, la formule de cet acide peut s'écrire comme suit: H₂SO_{4. De toute évidence, la molécule est constituée de deux cations hydrogène et d'un anion du résidu acide - l'ion sulfate, qui a une charge de 2+.}

Dans ce cas, les liaisons suivantes agissent à l'intérieur de la molécule:

• polaire covalente entre le soufre et l'oxygène;
• covalent fortement polaire entre l'hydrogène et le résidu acide SO_4.

Le soufre, ayant 6 électrons non appariés, forme deux doubles liaisons avec deux atomes d'oxygène. Avec quelques autres - célibataires, et ceux, à leur tour, célibataires avec des hydrogènes. De ce fait, la structure de la molécule lui permet d'être suffisamment solide. Dans le même temps, le cation hydrogène est très mobile et part facilement, car le soufre et l'oxygène sont beaucoup plus électronégatifs. En attirant la densité électronique sur eux-mêmes, ils fournissent de l'hydrogène avec une charge partiellement positive, qui devient pleine lorsqu'elle est détachée. C'est ainsi que se forment les solutions acides, dans lesquelles il y a H+.

Si nous parlons des états d'oxydation des éléments du composé, alors sulfate d'acide, dont la formule est H₂SO_{4, permet de les calculer facilement: hydrogène +1, oxygène -2, soufre +6.}

Comme dans toute molécule, la charge totale est nulle.

Historique des découvertes

L'acide sulfaté est connu depuis l'Antiquité. Même les alchimistes savaient comment l'obtenir en calcinant divers vitriols. AvecDès le IXe siècle, les gens recevaient et utilisaient cette substance. Plus tard en Europe, Albert Magnus a appris à extraire l'acide de la décomposition du sulfate de fer.

Cependant, aucune des méthodes n'a été rentable. Ensuite, la soi-disant version de chambre de la synthèse est devenue connue. Pour cela, le soufre et le nitrate ont été brûlés et les vapeurs dégagées ont été absorbées par l'eau. En conséquence, de l'acide sulfaté s'est formé.

Même plus tard, les Britanniques ont réussi à trouver la méthode la moins chère pour obtenir cette substance. La pyrite a été utilisée pour cela - FeS_{2, pyrites de fer. Sa torréfaction et son interaction ultérieure avec l'oxygène constituent toujours l'une des méthodes industrielles les plus importantes pour la synthèse de l'acide sulfurique. Ces matières premières sont plus abordables, moins chères et de meilleure qualité pour de gros volumes de production.}

Propriétés physiques

Il existe plusieurs paramètres, y compris externes, qui distinguent l'acide sulfaté des autres. Ses propriétés physiques peuvent être décrites en plusieurs points:

1. Liquide dans des conditions standard.
2. À l'état concentré, il est lourd, huileux, ce qui lui a valu le nom de "vitriol".
3. Densité de matière - 1,84 g/cm3.
4. Pas de couleur ou d'odeur.
5. Il a un goût de "cuivre" prononcé.
6. Se dissout très bien dans l'eau, presque sans limite.
7. Hygroscopique, capable de piéger l'eau libre et liée des tissus.
8. Non volatile.
9. Point d'ébullition - 296oC.
10. Fondre à 10, 3oC.

L'une des caractéristiques les plus importantes de ce composé est sa capacité à s'hydrater en dégageant une grande quantité de chaleur. C'est pourquoi, même sur le banc de l'école, on apprend aux enfants qu'il n'est en aucun cas possible d'ajouter de l'eau à l'acide, mais seulement l'inverse. Après tout, l'eau est plus légère en densité, elle s'accumulera donc à la surface. S'il est ajouté brusquement à l'acide, à la suite de la réaction de dissolution, une telle quantité d'énergie sera libérée que l'eau bouillira et commencera à éclabousser avec des particules d'une substance dangereuse. Cela peut provoquer de graves brûlures chimiques sur la peau des mains.

Par conséquent, l'acide doit être versé dans l'eau en un mince filet, puis le mélange deviendra très chaud, mais l'ébullition ne se produira pas, ce qui signifie que le liquide éclaboussera également.

Propriétés chimiques

Du point de vue de la chimie, cet acide est très fort, surtout s'il s'agit d'une solution concentrée. Il est dibasique, donc il se dissocie par étapes, avec formation d'anions hydrosulfate et sulfate.

En général, son interaction avec divers composés correspond à toutes les principales réactions caractéristiques de cette classe de substances. Nous pouvons donner des exemples de plusieurs équations dans lesquelles l'acide sulfate participe. Les propriétés chimiques se manifestent dans son interaction avec:

• sels;
• oxydes et hydroxydes métalliques;
• oxydes et hydroxydes amphotères;
• métaux se trouvant dans une série de tensions allant jusqu'à l'hydrogène.

Bà la suite de ces interactions, dans presque tous les cas, des sels moyens d'un acide donné (sulfates) ou des sels acides (hydrosulfates) se forment.

Une particularité est aussi celle avec les métaux selon le schéma habituel Me + H₂SO₄=MeSO₄ + H_{2↑ seule une solution d'une substance donnée réagit, c'est-à-dire un acide dilué. Si nous prenons concentré ou hautement saturé (oléum), alors les produits d'interaction seront complètement différents.}

Propriétés particulières de l'acide sulfurique

Il s'agit uniquement de l'interaction des solutions concentrées avec les métaux. Il existe donc un certain schéma qui reflète tout le principe de telles réactions:

1. Si le métal est actif, le résultat est la formation de sulfure d'hydrogène, de sel et d'eau. C'est-à-dire que le soufre est réduit à -2.
2. Si le métal est d'activité moyenne, le résultat est du soufre, du sel et de l'eau. C'est-à-dire la réduction de l'ion sulfate en soufre libre.
3. Métaux à faible réactivité (après l'hydrogène) - dioxyde de soufre, sel et eau. Soufre à l'état d'oxydation +4.

En outre, les propriétés particulières de l'acide sulfaté sont la capacité d'oxyder certains non-métaux à leur état d'oxydation le plus élevé et de réagir avec des composés complexes et de les oxyder en substances simples.

Méthodes d'obtention dans l'industrie

Le processus de sulfate pour produire de l'acide sulfurique se compose de deux types principaux:

• contact;
• tour.

Les deux sont les moyens les plus courants del'industrie dans tous les pays du monde. La première option est basée sur l'utilisation de pyrite de fer ou de pyrite de soufre comme matière première - FeS_{2. Il y a trois étapes au total:}

1. Rôtissage de matières premières avec formation de dioxyde de soufre comme produit de combustion.
2. Passage de ce gaz à travers de l'oxygène sur un catalyseur au vanadium pour former de l'anhydride sulfurique - SO_3.
3. Dans la tour d'absorption, l'anhydride est dissous dans une solution d'acide sulfaté avec formation d'une solution à haute concentration - l'oléum. Liquide épais et huileux très lourd.

La deuxième option est pratiquement la même, mais les oxydes d'azote sont utilisés comme catalyseur. Du point de vue de paramètres tels que la qualité du produit, le coût et la consommation d'énergie, la pureté des matières premières, la productivité, la première méthode est plus efficace et acceptable, elle est donc plus souvent utilisée.

Synthèse en laboratoire

S'il est nécessaire d'obtenir de l'acide sulfurique en petites quantités pour la recherche en laboratoire, la méthode d'interaction du sulfure d'hydrogène avec des sulfates de métaux peu actifs est la mieux adaptée.

Dans ces cas, la formation de sulfures de métaux ferreux se produit et l'acide sulfurique est formé comme sous-produit. Pour les petites études, cette option convient, mais un tel acide ne différera pas en pureté.

Également en laboratoire, vous pouvez effectuer une réaction qualitative aux solutions de sulfate. Le réactif le plus courant est le chlorure de baryum, car l'ion Ba²⁺, associé àl'anion sulfate se précipite en un précipité blanc - lait de barytine: H₂SO₄ + BaCL₂=2HCL + BaSO_4↓

Les sels les plus courants

L'acide sulfaté et les sulfates qu'il forme sont des composés importants dans de nombreuses industries et ménages, y compris l'alimentation. Les sels d'acide sulfurique les plus courants sont:

1. Gypse (albâtre, sélénite). Le nom chimique est un hydrate cristallin de sulfate de calcium aqueux. Formule: CaSO_{4. Utilisé dans la construction, la médecine, les pâtes et papiers, la fabrication de bijoux.}
2. Barite (spar lourd). Sulfate de baryum. En solution, c'est un précipité laiteux. Sous forme solide - cristaux transparents. Utilisé dans les instruments optiques, les rayons X, les revêtements isolants.
3. Mirabilite (sel de Glauber). Le nom chimique est le sulfate de sodium décahydraté. Formule: Na₂SO₄10H_{2O. Utilisé en médecine comme laxatif.}

Il existe de nombreux exemples de sels qui ont une signification pratique. Cependant, ceux mentionnés ci-dessus sont les plus courants.

Lessive de sulfate

Cette substance est une solution qui se forme à la suite du traitement thermique du bois, c'est-à-dire de la cellulose. Le but principal de ce composé est d'obtenir du savon sulfate sur sa base par décantation. La composition chimique de la liqueur de sulfate est la suivante:

• lignine;
• hydroxyacides;
• monosaccharides;
• phénols;
• résine;
• acides volatils et gras;
• sulfures, chlorures, carbonates et sulfates de sodium.

Il existe deux types principaux de cette substance: la liqueur de sulfate blanche et noire. Le blanc va à l'industrie des pâtes et papiers, tandis que le noir est utilisé pour fabriquer du savon au sulfate dans l'industrie.

Applications principales

La production annuelle d'acide sulfurique est de 160 millions de tonnes par an. C'est un chiffre très significatif, qui indique l'importance et la prévalence de ce composé. Il existe plusieurs industries et endroits où l'utilisation d'acide sulfaté est nécessaire:

1. Dans les batteries comme électrolyte, en particulier celles au plomb.
2. Dans les usines où sont produits les engrais sulfatés. La majeure partie de cet acide est utilisée spécifiquement pour la fabrication d'engrais minéraux pour les plantes. Par conséquent, les usines de production d'acide sulfurique et de fabrication d'engrais sont le plus souvent construites côte à côte.
3. Dans l'industrie alimentaire comme émulsifiant, indiqué par le code E513.
4. Dans de nombreuses synthèses organiques comme déshydratant, catalyseur. C'est ainsi qu'on obtient des explosifs, des résines, des nettoyants et des détergents, des nylons, du polypropylène et de l'éthylène, des colorants, des fibres chimiques, des esters et d'autres composés.
5. Utilisé dans les filtres pour purifier l'eau et faire de l'eau distillée.
6. Utilisé dans l'extraction et le traitement des éléments rares du minerai.

Aussi beaucoup de chamoisl'acide va à la recherche en laboratoire, où il est obtenu par des méthodes locales.