Презентация, доклад по химии на тему Серная кислота

растут растения, там не живут рыбы или другие живые организмы, а птицы там никогда не летают. Любой, кто нечаянно попадает в озеро, сразу умирает. Если на пару секунд опустить в озеро руку, то моментально кожа на руке покраснеет, покроется волдырями, и начнет облазить, обнажая мышечную ткань. Думаете, это история фильма ужасов? Нет, это самая настоящая картинка из жизни.

иное, как резервуар агрессивной опасной серной кислоты. В 1999 г. исследователи после кропотливого и опасного изучения дна этого озера выяснили, что эта кислота поступает через два подземных источника.
Известно также, что мафия на Сицилии всегда топила свои жертвы в этом озере и уже через небольшой промежуток времени от них не оставалось и следа.

H2SO4

кислоты. Получение серной кислоты в промышленности. Применение серной кислоты.

г/см3;
нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; 
t°пл. = 10,3°C,  t°кип. = 296°С,
очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара). 

H2SO4 H+ + HSO4-

HSO4- ↔ H+ + SO42-

+ H2SO4 → ZnSO4 + H2↑

Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2↑

Cu + H2SO4 →

+ H2O

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O

ZnO + 2H+ → Zn2+ + H2O

+2 H2O
H+ + ОН- → H2O
NaOH + H2SO4 → NaHSO4 +H2O
кислая соль
гидросульфат натрия

Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 +2H2O
Zn(OH)2 + 2H+ → Zn2+ +2H2O

Ba2++SO42- = BaSO4

K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + H2CO3

2H++ CO32- = CO2 + H2O

5.Взаимодействие с солями

CO2↑

H2O

серной кислоты и растворимых сульфатов.

зависимости от концентрации серной кислоты, могут образовываться практически все продукты ее восстановления от SO2 до H2

3Zn о+ 4H2S+6O4 = 4H2O + 3Zn+2SO4 + S0

4Zn о+ 5H2S+6O4 = 4H2O + 4Zn+2SO4 + H2S-2

Zn о+ H2+1SO4 = H20 + Zn+2SO4

Вывод: окислите-ль H2SO4 (S+6)

Вывод: окислитель H2SO4 (Н+)

Разб.

При нагревании концентрированная серная кислота может окислять отдельные неметаллы, а также различные неорганические вещества (хлориды не окисляются, это исключение), проявляющие восстановительные свойства.

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 = 2SO2 + 2H2O + CO2

2NaBr + 2H2SO4 = Br2 + 2H2O + SO2 + Na2SO4

Вывод: окислитель H2SO4 (S+6)

промышленности.»

различных минеральных кислот и солей;
в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ;
в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;
в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513(эмульгатор);
в промышленном органическом синтезе в реакциях:
дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);
гидратации (получение этанола);
сульфирования (получение СМС и промежуточные продукты в производстве красителей);
и др.
Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений. На 1 т P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется 2,2-3,4 т серной кислоты, а на 1 т (NH₄)₂SO₄ — 0,75 т серной кислоты. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами по производству минеральных удобрений.

чесотки, гельминтоза и опухолей желез, в настоящее время используют для борьбы с сельскохозяйственными вредителями.

ткани организма. Это позволяет рентгенологам при заполнении «бариевой кашей» полых органов определить в них наличие анатомических изменений.
Гипс СаSO4•2Н2O находит широкое применение в строительном деле, в медицинской практике для накладывания гипсовых повязок, для изготовления гипсовых скульптур.

кратком ионном виде:
Na2CO3 + H2SO4→
Cu + H2SO4 (раствор) →
Al(OH)3 + H2SO4 →
MgCl2 + H2SO4 →
№2. Запишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием, гидроксидом железа (III), оксидом алюминия, нитратом бария и сульфитом калия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.