Соли серной кислоты (сульфаты и гидросульфаты)

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⁺ + 2SO₄^2-

Сульфат и гидросульфат ионы обладают слабым поляризующим действием, величина делокализованного заряда на атомах кислорода в SO₄^2- - 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 + H₂O­

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 H₂S_nO₆ (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:

H₂S_nO₆ - 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 Cr₂O₇^2- что позволяет их использовать в химическом анализе и синтезе.

(S₂O₈^2- + 2e^- ® 2SO₄^2-; 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^-).

Поиск по сайту: