Чудесный разговор

Полезная информация о вашем здоровье

Сульфат натрия

Сульфат натрия, характеристика, свойства и получение, химические реакции.

Сульфат натрия – неорганическое вещество, имеет химическую формулу Na2SO4.

Краткая характеристика сульфата натрия

Физические свойства сульфата натрия

Получение сульфата натрия

Химические свойства сульфата натрия

Химические реакции сульфата натрия

Применение и использование сульфата натрия


Краткая характеристика сульфата натрия:

Сульфат натрия – неорганическое вещество белого цвета.

Химическая формула сульфата натрия Na2SO4.

Сульфат натрия – неорганическое химическое соединение, соль серной кислоты и натрия.

Хорошо растворяется в воде. Растворим также в глицерине, метаноле, этаноле. Не растворим в ацетоне.

Гигроскопичен.

Безводный Na2SO4 устойчив выше температуры 32,384 °C, ниже этой температуры в присутствии воды образуется кристаллогидрат Na2SO4·10H2O.

Сульфат натрия существует в трех модификациях (α, β и γ). α-модификация сульфата натрия имеет ромбическую сингонию. β-модификация сульфата натрия также имеет ромбическую сингонию. γ-модификация имеет гексагональную сингонию. α-модификация переходит в β-модификацию при температуре 185 Со, β-модификация переходит γ-модификацию при 241 Со.

Сульфат натрия не токсичен, пожаро- и взрывобезопасен. Пылевоздушная смесь сульфата натрия не взрывоопасна.

В земной коре сульфат натрия находится в свободном чистом состоянии, в форме кристаллогидратов, а также в составе двойных солей.

Сульфат натрия в чистом состоянии широко распространён в природе в виде минерала тенардит.

Сульфат натрия образует с водой кристаллогидраты. Их формула Na2SO4·nH2O, где n может быть 1, 7 или 10. Кристаллогидрат Na2SO4·10H2O известен как минерал мирабилит (глауберова соль). Данный десятиводный кристаллогидрат сульфата натрия впервые обнаружен химиком И. Р. Глаубером в составе минеральных вод.

Двойные соли сульфат натрия образует с сульфатами ряда металлов, к которым, к примеру, относятся природные минералы астраханит Na2SO4·MgSO4·4H2O и глауберит Na2SO4·CaSO4.

В пищевой промышленности используется 2 типа сульфата натрия:

– добавка Е514(i) – сульфат натрия (Sodium sulphate) с химической формулой Na2SO4;

– добавка Е514(ii) – гидросульфат натрия (Sodium hydrogen sulphate) с химической формулой NaHSO4.


Физические свойства сульфата натрия:

Наименование параметра: Значение:
Химическая формула Na2SO4
Синонимы и названия иностранном языке sodium sulfate (англ.)

натрий сернокислый (рус.)

тенардит (рус.)

Тип вещества неорганическое
Внешний вид бесцветные ромбические кристаллы
Цвет бесцветный, белый
Вкус соленый
Запах без запаха
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) твердое вещество
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3 2680
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3 2,68
Температура кипения, °C 1429
Температура плавления, °C 884
Гигроскопичность гигроскопичен
Молярная масса, г/моль 142,04
Растворимость в воде (25 oС), г/100 г 27,9


Получение сульфата натрия:

Промышленный способ получения сульфата натрия заключается в разработке его месторождений в природе.

В лаборатории сульфат натрия получается в результате следующих химических реакция:

  1. 1. взаимодействия сульфата магния и карбоната натрия:

MgSO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + MgCO3.

  1. 2. взаимодействия оксида натрия и оксида серы:

Na2O + SO3 → Na2SO4.

  1. 3. взаимодействия сульфита натрия и пероксида водорода:

Na2SO3 + H2O2 → Na2SO4 + H2O.

  1. 4. взаимодействия гидросульфата натрия и гидроксида натрия:

NaHSO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O.

  1. 5. взаимодействия сульфата лития и карбоната натрия:

Li2SO4 + Na2CO3 → Li2CO3 + Na2SO4.

  1. 6. взаимодействия оксида серы и гидроксида натрия:

SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O.

  1. 7. и иных реакций.


Химические свойства сульфата натрия. Химические реакции сульфата натрия:

Химические свойства сульфата натрия аналогичны свойствам сульфатов других металлов. Сульфат натрия неактивен по отношению к большинству окислителей или восстановителей. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция сульфата натрия и углерода:

Na2SO4 + 2C → Na2S + 2CO2 (t = 950-1000 °C),

Na2SO4 + 4C → Na2S + 4CO (t = 800-1000 °C).

В результате реакции образуются в первом случае – сульфид натрия и оксид углерода (IV), во втором – сульфид натрия и оксид углерода (II).

2. реакция сульфата натрия и водорода:

2Na2SO4 + 4H2 → 2Na2S + 4H2O (t = 550-600 °C, kat = Fe2O3).

В результате реакции образуются сульфид натрия и вода.

3. реакция взаимодействия сульфата натрия и оксида кремния:

SiO2 + Na2SO4 → Na2SiO3 + SO3 (t°).

В результате реакции образуется силикат натрия и оксид серы.

4. реакция взаимодействия сульфата натрия и оксида серы:

Na2SO4 + SO3 → Na2S2O7.

В результате реакции образуется дисульфат натрия.

5. реакция взаимодействия сульфата натрия и оксида бора:

B2O3 + Na2SO4 → 2NaBO2 + SO3 (t°).

В результате реакции образуются метаборат натрия и оксид серы.

6. реакция взаимодействия сульфата натрия и гидроксида бария:

Na2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + 2NaOH.

В результате реакции образуются сульфат бария и гидроксид натрия.

7. реакция взаимодействия сульфата натрия и карбоната бария:

BaCO3 + Na2SO4 ⇄ BaSO4 + Na2CO3.

В результате реакции образуются сульфат бария и карбонат натрия.

8. реакция взаимодействия сульфата натрия и хлорида бария:

BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaCl.

В результате реакции образуются сульфат бария и хлорид натрия.

9. реакция взаимодействия сульфата натрия и нитрата серебра:

2AgNO3 + Na2SO4 → Ag2SO4 + 2NaNO3.

В результате реакции образуются сульфат серебра и нитрат натрия.

10. реакция взаимодействия сульфата натрия и нитрата свинца:

Pb(NO3)2 + Na2SO4 → PbSO4 + 2NaNO3.

В результате реакции образуются сульфат свинца и нитрат натрия.

11. реакция взаимодействия сульфата натрия и сульфата бериллия:

Na2SO4 + BeSO4 → Na2.

В результате реакции образуется дисульфатобериллат натрия.

12. реакция взаимодействия сульфата натрия и хромата калия:

K2CrO4 + Na2SO4 → Na2CrO4 + K2SO4.

В результате реакции образуются хромат натрия и сульфат калия. В ходе реакции используются насыщенные растворы хромата калия и сульфата натрия.

13. реакция взаимодействия сульфата натрия, углерода и карбоната натрия:

Na2SO4 + C + CaCO3 → CaS + Na2CO3 + 2CO2 (t°).

В результате реакции образуются сульфид кальция, карбонат натрия и оксид углерода (IV). Данная реакция представляет собой метод добычи соды.

Применение и использование сульфата натрия:

Сульфат натрия используется во множестве отраслей промышленности и для бытовых нужд:

– в медицине и ветеринарии как лекарственное средство (как слабительное);

– в пищевой промышленности в качестве пищевой добавки 514 как регулятор кислотности;

– при производстве синтетических моющих средств, стиральных порошков;

– в стекольном производстве для изготовления стекла;

– в целлюлозно-бумажной промышленности при получении целлюлозы сульфатным методом;

– в текстильной и кожевенной промышленности;

– в цветной металлургии;

– в химических лабораториях в качестве обезвоживающего средства;

– для аккумуляции тепла.

Все что необходимо знать о серной кислоте(H2SO4)

  1. Характеристика
  2. Классификация
  3. Технологии получения
    1. Контактный метод
    2. Нитрозный метод
  4. В каких отраслях находит применение
    1. Соли серной кислоты и область их применения
  5. История изучения
  6. Производство в России
  7. Особенности транспортировки
  8. Вред для человеческого здоровья
    1. Признаки отравления
  9. Первая помощь и лечение
  10. Интересные факты о серной кислоте

Серная кислота – смертельный и токсичный реагент, без которого в то же время не существовало бы большое количество лечебных препаратов, удобрений, химической продукции и средств очищения нефтепродуктов. Он представляет собой вязкую субстанцию, у которой отсутствуют запах и цвет, однако вкус описывается как «медный». Легко взаимодействует с водой независимо от пропорций. Из-за широкой направленности применения во многих областях именуется «кровью химии».

Характеристика

Обладает сильными свойствами и считается мощным окислителем. Поскольку на один моль SO3 приходится один моль Н2О, её принято относить к моногидратам. Она образовывает кислые (бисульфаты) и средние (сульфаты) соли. Для усиления действия и преобразования кислоты в двухосновную, в результате чего она получит два атома водорода, потребуется взаимодействие с водным раствором. А при реакции с простой водой в больших объёмах начнёт выделяться тепло.
Основное свойство H2SO4 – гигроскопичность, поэтому её часто используют для поглощения влаги из воздуха. В течение этого процесса также происходит выделение тепла. Температура кипения зависит от степени насыщенности. При 98%-ой концентрации, достигается максимум, который составляет 330 °C, при этом возникает распад на H2O и SO3. Температура плавления – 10,38 °C, плотность – 1,84 г/см3.
Состояние жидкости влияет на то, как она изменяет другие элементы при взаимодействии с ними. Все металлы, стоящие в электрохимическом ряду активности, включая серебро, поддаются окислению при 100%-ой концентрации. Разбавленная H2SO4 окисляет все металлы, находящиеся в электрохимическом ряду активности левее водорода, однако платина и золото не состоят в этом списке.

Наблюдаются изменения при взаимодействии с органическими соединениями и неметаллами, итогом которого становится преобразование некоторых из них в уголь. H2SO4 способна растворять SO3, образуя олеум.

Классификация

H2SO4 выше 40% называется концентрированной. Она известна как сильный окислитель и при контакте с серебром или палладием растворяет их. Во время нагревания демонстрирует окислительно-восстановительные качества. Концентрация разбавленных растворов не превышает 40%. Они отличаются меньшей активностью и способны взаимодействовать с медью и латунью.
Чтобы преобразовать концентрированную смесь в разбавленную, более тяжёлую жидкость нужно смешать с H2O. Важно добавлять именно кислоту в воду, соблюдая осторожность. Если сделать наоборот, образуется кипение и токсикологические брызги.

Технологии получения

Когда люди только начали самостоятельно обрабатывать купоросное масло, масштаб его потребления не превышал десятки литров. В настоящее время промышленные предприятия каждый год выпускают и потребляют несколько миллионов тонн этого продукта. Мировыми лидерами в современном мире являются Китай (60 млн т) и США (30 млн т).
Традиционными методами, используемыми в промышленности, выступают контактный и нитрозный.

Контактный метод

Широко применяется во многих государствах. Его популярность обеспечивают следующие преимущества:

  • Соответствие всем заявленным характеристикам, за счёт чего удовлетворяются требования потребителей.
  • Почти не наносит ущерба окружающей среде.

Основу представляет такое сырьё, как:

  • Пирит (колчедан).
  • Сера.
  • Оксид ванадия (катализатор).
  • Сероводород.
  • Сульфиды различных металлов.

Прежде чем приступить к работе, сырьё подвергают обработке. Пирит измельчается через устройства для дробления. За счёт измельчения рабочие добиваются увеличения скорости реакции, поскольку площадь соприкосновения частиц становится больше.
На следующей стадии колчедан очищают, погружая в чаны с водой и перемешивая. Пустая порода, земля и ненужные примеси поднимаются на поверхность, и их становится легче удалить. Работа проходит через несколько фаз:

  • Колчедан отправляется в печь и обжигается при 800 °C не более. В этот момент сырьё пребывает в подвешенном состоянии, поэтому снизу в камеру поступает воздух. На этом этапе выделяются водяные пары, О2 и SO2, лишние отходы уничтожаются.
  • Ванадиевый катализатор способствует выделению тепла. Процесс сопровождается давлением на компоненты. На этом шаге температура равняется 420°C — 550°C. Происходит каталитическое окисление, и диоксид серы преобразуется в ангидрид серной кислоты.
  • В поглотительной башне ангидрит поглощается, затем появляется олеум H2SO4, которую разливают в особые ёмкости.

В течение всей работы выделяется много тепла, которое принято использовать в качестве вспомогательного источника энергии. Стоит отметить, что эта технология подразумевает производство, не оставляющее отходов.

Нитрозный метод

Нитрозная технология бывает двух видов: камерная и башенная. Преимущества данного подхода состоят в том, что он не требует больших денежных затрат или сложного технологичного оборудования, а также гарантирует переработку диоксида серы.
Но имеются и минусы. В конечном итоге производитель получает 75%-ую концентрацию, которая заметно уступает по качеству тому, что выходит при контактном способе. В составе наблюдается содержание оксида азота, железа и иных примесей. Возврат оксидов азота осуществляется не полностью. Нитрозный способ вреден для экологии, поскольку допускает значительные выбросы токсинов в атмосферу. Тем не менее, этот подход всё равно остаётся довольно-таки популярным.
Исходный материал – сернистый газ. Его преобразование в H2SО4 осуществляется в процессе окислительной реакции с двуокисью серы и присоединения воды. Нитрозная техника не обходится без добавления окислов азота, поскольку двуокись серы не вступает в прямой контакт с кислородом. В течение данного процесса высшие окислы азота превращаются в окись азота NO. Позднее окись азота NO снов окисляется кислородом, преобразуясь в высшие окислы.

В каких отраслях находит применение

Ежегодно человечество потребляет около 200 миллионов тонн, в большинстве случаев для выпуска продукции химического происхождения и в сельском хозяйстве. Сегодня H2SO4 применяют для получения:

  • Минеральных удобрений, для этого она берётся в чистом 100%-ом виде.
  • Дымообразующих и взрывчатых веществ.
  • Медикаментозных средств.
  • Органических и неорганических соединений.
  • Красок.
  • Ненатуральных изделий.

Помимо этого она помогает эффективно удалять окалину и ржавчину. Восстанавливает алюминий при изготовлении цветных металлов. Её наносят на металлические поверхности перед покрытием медью или хромом, удаляют нежелательные частицы и примеси из нефтепродуктов и обрабатывают скважины. Компонент приносит пользу, если возникает необходимость повысить детонационную стойкость бензина и моторных масел.
Это далеко не все области применения. Вещество выполняет функции эмульгатора при приготовлении пищевой продукции, помогает эффективно устранять отходы в воде. Считается действительно необходимым компонентом в индустрии, замену которой трудно найти. Говоря об этом продукте, Дмитрий Менделеев отмечал, как часто к его помощи прибегают в техническом производстве, и что без него невозможно и невыгодно заниматься приготовлением других веществ.

Соли серной кислоты и область их применения

Существует семь типов соединений, играющих ключевую роль в индустрии:

  • 10-ти водный сульфат натрия — элемент, содержащийся в соде, слабительных порошках, также он распространён в медицине и ветеринарии.
  • В фирмах по изготовлению резины, белой минеральной краски или бумаги пользуются сульфатом бария. Он также добавляется «бариеву кашу», которая применяется в медицинской практике для рентгеновского просвечивания желудка.
  • В медицине необходим и сульфат кальция, который в природных условиях встречается в форме гипса и ангидрита. В частности в травматологических отделениях накладывают фиксирующие повязки из алебастра. Также сульфат кальция входит в состав строительных материалов.
  • Железный купорос используется в создании чернил, пропитки дерева или изготовлении средств для борьбы с вредителями, что важно для ведения сельского хозяйства.
  • Другая необходимая для сельского хозяйства соль — медный купорос. Он оперативно борется с паразитами и лечит заболевания растений. Помимо этого он ценится при получении минеральных пигментов или при удалении плесневых грибов со стен.
  • Сульфат алюминия — один из компонентов, содержащихся в бумаге, картоне, целлюлозе и т.д.
  • Для создания красок и при обработке кожи животных применяются квасцы.

В ряде случаев субстанция выполняет функции электролита в свинцово-кислотных аккумуляторах для проведения электрического тока. Для этого в аккумулятор заливают раствор в дистилляте. Чаще спросом пользуется олеум, обладающий высокой интенсивностью. Его особенность заключается в отсутствие реакции при соприкосновении со сталью, кроме того, его легко перевозить.

История изучения

Начало исследований было заложено ещё в Древней Греции, когда учёные заинтересовались происхождением медного купороса и его особенностями. Купорос находил применение как в медицинской практике, так и в металлургии. Первые достижения датируются XIII веком. Согласно записям алхимиков того периода для этого прибегли к нагреванию алюмокалиевых квасцов. Изучив природу квасцов, в XV веке учёные смогли приступить к следующей стадии опытов. Чуть позже, во времена Средневековья в Европе, вещество было известно как «купоросное масло», однако название было изменено на привычную современным людям «кислоту».
На территории Руси масло появилось в 1600-х годах, чаще всего его ввозили торговцы из-за рубежа. В тот же временной период Иоганном Глаубером был изобретён совершенно иной подход к работе с материалами. Добиться желаемого Глауберу удалось в результате горения нитрата калия и самородной серы в присутствии водных паров. Аналогичный метод был также использован в первой половине 1700-х годов лондонским аптекарем Уордом Джошуа, который решил производить масло в больших масштабах. В то время в H2SО4 нуждались алхимики, фармацевты и специалисты по отделке редких металлов. В небольших объёмах её использовали для изготовления специальных спичек с содержанием хлората калия. .
Следом за Джошуа к производству приступил Джон Робак из Англии, несколько адаптировав технику. Вместо стеклянных резервуаров он взял освинцованные камеры крупного размера, поскольку они были дешевле. Нововведения Робака позволяли получить 65%-ный раствор. Приёмы англичанина сохраняли популярность в течение двухсот лет. 78%-ая концентрация появилась благодаря химикам из Англии и Франции Гловеру и Гей-Люссаку. В отличие от прошлого варианта этот оказался неподходящим для создания красителей.
Новые техники были разработаны в начале XIX века. На первых порах для этого брали азот, такой способ вскоре стал именоваться «нитрозным». Также для быстрого протекания реакции обращались к платине. Только в тридцатые годы XIX века Перегрином Филипсом был запатентован экономичный путь обработки оксида серы (VI) и концентрированного раствора. А в 1864 году был запущен выпуск природных фосфорных удобрений.
К концу 1800-х годов европейские страны наладили выпуск продукции в количестве до одного миллиона тонн, а лидирующие позиции в поставке заняли Англия и Германия. На их долю приходился 71% от общего объёма. В России корпорации подобного рода открылись после 1805 года в Москве.

Производство в России

Каждый год российские промышленные комбинаты вырабатывают около 10 миллионов тонн. Заводы, работающие в этом направлении, как правило, сами же и выступают в роли постоянных потребителей. К ним относятся компании, главным изделием которых выступают природные удобрения. Преимущественно на отечественном рынке занимаются выработкой следующих видов серной кислоты:

  • аккумуляторная;
  • отработанная;
  • техническая;
  • продукт особой чистоты;
  • олеум.

Среди крупнейших отечественных поставщиков можно выделить ОХК Щекиноазот, Славия, Святогор, Компонент-Реактив, ЗСС, Карабашмедь и другие. Особую роль играют горные предприятия, обрабатывающие твёрдые полезные ископаемые, поскольку они поставляют на рынок пирит. В России сырьё предоставляют Норильская и Талнахская обогатительные комбинаты.

Особенности транспортировки

При транзите следует соблюдать осторожность из-за резких ядовитых свойств продукта. Он взрывоопасен и относится к восьмому классу опасности, который включает ядовитые и коррозионные грузы. Допущение перевозчиком грубых ошибок при транспортировке, ставит под угрозу не только людей, но и экологию.
Перевозка происходит при соблюдении правил, гарантирующих безопасность населения. Требуется подобрать устойчивую ёмкость для транзита. Цистерны должны быть изготовлены из сплавов, которые не разрушатся под воздействием ядов. Для перевозки опасных токсинов подойдут сернокислотные химические резервуары. При необходимости поддерживать температуру, как с дымящейся жидкостью, подбираются цистерны-термосы. Для обычного груза подойдёт сернокислотная канистра.
Транспортировка допускается лишь на автомобилях со специальной маркировкой, предупреждающей об опасном грузе. Перевозить цистерны имеют право водители, получившие свидетельство АДР, подтверждающее их компетентность. Они не ограничены во времени при перевозке, поскольку обязаны соблюдать скоростной режим для исключения возможности попадания в аварию. Чтобы избежать ситуаций, создающих угрозу жизни населения, водитель должен ехать по специально-разработанному маршруту, исключающему места большого скопления людей и производственные объекты.

Вред для человеческого здоровья

Токсичная жидкость угрожает здоровью человека не только из-за риска попадания капель на кожные ткани, она может нанести вред внутренним органам поскольку в её состав входит не менее едкий сернистый газ. Ей характерна чрезвычайная агрессивность, а входящий в состав мышьяк усиливает признаки отравления. Безвредной дозой содержания H2SО4 в воздухе считается 0,3 мг на 1 кв. м.
При неосторожном обращении могут пострадать кожа, дыхательная система и слизистые оболочки. Нередко появляются бронхит, ларингит и трахеит. Полученные ожоги имеют ярко-выраженную симптоматику и долго заживают. Если своевременно не обратиться к врачу, поражение тканей может привести к смерти пострадавшего. Опасная доза, угрожающая жизни – 0,18 см на 1 лит, при попадании внутрь — 5 миллиграммов.

Признаки отравления

Попадание внутрь нескольких капель или ядовитых паров в дыхательные пути может привести к ужасным последствиям. Вовремя распознав проявление отравления организма, человек спасёт себе жизнь. На интоксикацию указывают следующие симптомы:

  • тошнота и рвота;
  • болезненные ощущения в органах пищеварения;
  • расстройства кишечника;
  • проблемы со стулом;
  • изменение цвета мочи на красный;
  • появление бурых пятен на дёснах;
  • чрезмерное слюноотделение;
  • ожог слизистой глаз;
  • повреждение дыхательных путей;
  • кровотечение из носа;
  • отёк горла и гортани, охриплость;
  • посинение кожных покровов.

Отёк горла и гортани опасный симптом, указывающий на значительное ухудшение самочувствия пострадавшего. Он сопровождается удушьем, которое приводит к летальному исходу.

Первая помощь и лечение

При контакте с серной кислотой важно в первую очередь вызвать скорую помощь. До того как приедут врачи, пострадавший может самостоятельно облегчить своё состояние. Если химический продукт попал внутрь, нужно промыть желудок тёплой водой, а затем выпить 100 г оливкового или подсолнечного масла маленькими глотками. Для большей пользы можно проглотить немного льда или выпить молока. Это поможет снизить содержание H2SО4.
Если жидкость попала на слизистую оболочку глаз, необходимо промыть их проточной водой. До прибытия скорой помощи в глаза следует закапать раствор новокаина и дикаина. При отравлении парами постращавшему требуется срочно выйти на свежий воздух и промыть слизистые оболочки водой. Чтобы уменьшить площадь повреждения тканей, обожжённый участок кожи нужно промыть проточной водой и приложить повязку с содой.
Желательно проходить лечение в стационарных условиях, оставаясь под наблюдением врачей. Время на восстановление организма зависит от того, насколько сильно поражены кожные кожные покровы или органы. Как правило, лечение осуществляется с помощью антибиотиков, а в качестве обезболивающего назначается новокаин. .
Если у больного наблюдается желудочное кровотечение, ему необходимо переливание крови и также введение плазмы. В ряде случаев при кровотечении может понадобиться хирургическое вмешательство.

Интересные факты о серной кислоте

Хотя сегодня принято изготавливать серную кислоту на специальных предприятиях, она всё же встречается в природе, причём в 100%-ом виде. Например, в Италии на острове Сицилия можно увидеть, как со дна Мёртвого моря просачивается H2SО4. Это место принято называть Озером смерти, живые существа стараются не подходить слишком близко к нему. Выделение серной кислоты со дна происходит из-за содержания в земной коре пирита.
Серная кислота может выделяться и при сильных извержениях вулкана. Такие явления достаточно опасны для людей и окружающей среды. Одними из последствий попадания H2SО4 в атмосферу могут стать климатические изменения. Серная кислота считается главной причиной, по которой выпадают кислотные дожди, а выделяется она из-за попадания в воздух диоксида серы.
Как уже было ранее замечено, серная кислота эффективно поглощает воду из воздуха. Это качество позволяет использовать её для осушения газов. Раньше было принято наливать жидкость в небольшие ёмкости и оставлять между стёклами. Это помогало предотвратить запотевание окон в комнате.

Сульфат натрия

Средняя соль серной кислоты H2SO4 и гидроксида натрия NaOH.

Химическая формула

Получение

Природные источники

Сульфат натрия встречается в виде минерала тенардита, а кристаллогидрат Na2SO4.10H2O – в виде мирабилита или глауберовой соли.

Лабораторные методы получения

Сульфат натрия получают взаимодействием серной кислоты с гидроксидом или карбонатом натрия:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O;

H2SO4 + Na2CO3 =Na2SO4 + H2O + CO2.

Получение сульфата натрия в промышленности

В промышленности сульфат натрия получали из хлорида натрия и серной кислоты:

H2SO4 + 2NaCl =Na2SO4 + 2HCl,

но сейчас это не имеет смысла – достаточно природных источников.

Свойства сульфата натрия

Физические свойства

Свойство Описание
Внешний вид Кристаллическое вещество белого цвета
Молярная масса 142,04 г/моль
Плотность 2,68 г/см3
Температура плавления 883°С
Cтандартная мольная энтальпия образования при 298К ΔH°298, кДж/моль −1387,9 (т)2
Стандартная мольная энтропия при 298 К S°298, Дж/(моль•К) 149,58 (т)
Стандартная мольная теплоемкость при 298 К Cp298, Дж/(моль•К) 127,3
Растворимость в воде, г/100 г при 0°С — 4,5
при 20°С — 19,2
при 32,4°С — 49,8
при 100°С — 42,3

При растворении в воде сульфат натрия диссоциирует на ионы:

Na2SO4↔ 2Na++ SO42-.

Раствор имеет нейтральную реакцию.

При взаимодействии с кислотами образует кислые соли:

Na2SO4 + HСl = NaHSO4 + NaCl.

Вступает в реакции обмена с образованием нерастворимых сульфатов:

Na2SO4 + CaCl2 = 2NaCl + CaSO4↓,

Na2SO4 + SrCl2 = 2NaCl + SrSO4↓,

Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4↓.

Применение

Сульфат натрия используют как компонент шихты в производстве стекла; используется при сульфатной варке целлюлозы, при крашении хлопчато-бумажных тканей.

Применяется он также и в химической промышленности как сырье для получения силикатов Na, Na2S, H2SO4, (NH4)2SO4, соды и др.
В медицине сульфат натрия изредка применяют как слабительное.

В пищевой промышленности он известен как пищевая добавка Е514. Сульфат натрия используют в качестве регулятора кислотности.

Относится к малоопасным веществам (4 класс опасности), но при передозировке в пищевых продуктов приводит к расстройствам пищеварения.

Пример решения задачи с сульфатом натрия

Назовите 5 способов получения сульфата натрия.

Решение

admin

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

Наверх