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Schwefelsäure - Referat
Die Schwefelsäure ist eine der wichtigsten Produkte der chemischen Industrie. Die Weltproduktion von Schwefelsäure übersteigt leicht 140 Millionen Tonnen.
Ein großer Teil der Schwefelsäure wird dazu verwendet, andere chemische Produkte herzustellen zum Beispiel mineralische Düngermittel (Ammonium- und Superphosphate), Farbstoffe, Sprengstoffe, Waschmittel und Arzneimittel.
Mit ihr kann man zahlreiche neue Säuren herstellen, zum Beispiel die Phosphorsäure (durch Reaktion mit Calciumphosphat) oder Fluorwasserstoffsäure (durch Einwirkung von Schwefelsäure auf Calciumfluorid, gelöst in Wasser), auch Flusssäure genannt, die als Lösungsmittel dient.
In Laboren wird die Schwefelsäure oft eingesetzt, sowie in der Metallurgie zum verchromen. Auch in der Elektrotechnik spielt sie eine wichtige Rolle. In einem Akkumulator kann Schwefelsäure als mögliches Elektrolyt genommen werden. Dazu verwendet man allerdings nicht konzentrierte Schwefelsäure sondern 20%tige bis 26%ige Säure.
Da Schwefelsäure hygroskopisch ist( d.h. sie nimmt den Wasserdampf aus ihrer Umgebung auf), wird sie wie Calciumchlorid, zum Trocknen von wasserhaltigen Stoffen und zum Trocknen von Gasen verwendet.
Konzentrierte Schwefelsäure ist eine farblose, geruchlose, ölige Flüssigkeit mit einem Volumenanteil von 96% bis 98%. Ihre Siedetemperatur liegt bei 338°C und sie hat eine Dichte von 1,84g/ml. Im Gegensatz zur schwefligen Säure ist sie eine beständige Säure.
Heiße, konzentrierte Schwefelsäure kann zu schweren Verätzungen und Brandwunden führen, wenn man nicht vorsichtig genug damit umgeht.
Aus organischen Stoffen wie zum Beispiel Zucker, der hauptsächlich aus Kohlenstoff-, Wasserstoff- und Sauerstoffatomen besteht, wird Wasser entzogen, Die Folge davon ist, dass die Schwefelsäure auch bei Kleidungsstücken, Holz, Papier, Haut und Haaren zerstörende Auswirkungen hat. Meist bleibt dann eine dunkelbraune, schmierige Masse übrig.
Bei der Herstellung einer Schwefelsäurelösung kommt es zu einer starken exothermen Reaktion (d.h. beim Einbringen von konzentrierter Schwefelsäure in Wasser wird sehr viel Wärme freigegeben).
Die Verdünnungsregel für Schwefelsäure lautet: "Niemals Wasser auf die Säure, sonst geschieht das Ungeheuer!" Die Verdünnungsregel macht schon sehr deutlich worauf man hierbei achten muss. Man darf niemals Wasser in konzentrierte Schwefelsäure geben, da sich das Wasser wegen seiner geringen Dichte nicht gleich mit der Schwefelsäure vermischen kann. An der Berührungsfläche von Schwefelsäure und Wasser bilden sich wegen der großen Hitze Dampfblasen, so dass die Säure aus dem Gefäß spritzen kann.
Untersuchungen nach der elektrischen Leitfähigkeit bei verschieden konzentrierten Schwefelsäurelösungen haben ergeben, dass die elektrische Leitfähigkeit zunimmt bei zunehmender Verdünnung, doch bei weiterer Verdünnung wieder abnimmt.
Die Abnahme der elektrischen Leitfähigkeit bei weiterer Verdünnung ist so zu erklären: Wenn die meisten Säuremoleküle zu Ionen reagiert haben, wird die saure Lösung durch Wasserzugabe nur noch verdünnt.
Bei Reaktionen mit der verdünnten Schwefelsäure können zwei verschiedene Salze entstehen: Sulfate und Hydrogensulfate.
Die verdünnte Schwefelsäure reagiert nur mit unedlen Metallen.
Bei dieser Reaktion sind Wasserstoff und Magnesiumsulfat entstanden, die in Wasser gelöst vorliegen.
Die konzentrierte Schwefelsäure reagiert, wie die verdünnte Schwefelsäure, nur mit unedlen Metallen, jedoch entsteht dabei kein Wasserstoff, sondern ein Gemisch aus Schwefeldioxid und Schwefelwasserstoff. Dies ist ein giftiges, leicht gelbliches Gas, das sehr stark nach faulen Eiern riecht. Bei diesen Reaktionen reagiert das unedle Metall, obwohl es von sauren Lösungen nicht angegriffen wird (Kupferoxid und Schwefeldioxid)
Bei dieser Reaktion sind Sulfidionen und Säure entstanden. Der Nachweis erfolgt durch die Bleiacetatpapier Methode.
Beispiel für ein Sulfat:
Das in der Natur als Mineral vorkommende Calciumsulfat- auch Gips genannt- bildet oft schöne, stabförmige Kristalle oder durchsichtige Plättchen (=Marienglas). Er kommt
in weißen Massen als Alabastergips vor.
Die Kristalle enthalten Wassermoleküle, welche in das Ionengitter des Salzes eingebaut sind. Die Wassermoleküle und Ionen stehen jeweils in einem bestimmten Anzahlverhältnis zueinander, dies nennt man Kristallwasser.
Beim Erhitzen wird das Kristallwasser frei und es entsteht gebrannter Gips, oder auch Stuckgips genannt. Dieser wird für das Ausspachteln von Rissen und Löchern in Wänden oder für Gipsbinden bei Knochenbrüchen verwendet.
Zum chemischen Nachweis von Sulfationen säuert man einen zu untersuchenden Stoff oder eine Lösung mit verdünnter Salzsäure an und gibt Bariumchlorid hinzu. Bildet sich ein weißer Niederschlag, liegen Sulfationen vor, d.h. der Stoff ist ein Sulfat.
Beispiel für ein Hydrogensulfat:
Kaliumhydrogensulfat ist ein saures Salz. Es gibt nicht nur Säurelösungen, sondern auch Salzlösungen, die einen sauren Charakter haben. Bei der Reaktion von Kaliumhydrogensulfat und Wasser entsteht solch eine saure Salzlösung, weil es in der Verbindung Hydrogensulfationen gibt, die H O -Ionen bilden können.
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