Как реагирует серная кислота с металлами разной активности

Общее описание

Серная кислота является токсичным реагентом, который отличается специфичностью применения и высоким показателем опасности для живого организма. Эта жидкость характеризуется как сильный окислитель. Температура плавления H2SO4 составляет +10 °C. Закипает кислота при +296 °C.

В результате выделяется вода и оксид серы SO3. Так как эта жидкость способна поглощать пары воды, её часто используют для осушения газов.

Добывают серу промышленным путём, используя для этого диоксид серы SO2, который можно получить только в результате горения серы либо серного колчедана.

Под воздействием низких температур H2SO4 пассивирует некоторые металлы, например алюминий, железо, хром, никель, титан. Благодаря этому транспортировать кислоту можно в герметичных железных цистернах.

Добыть H2SO4 можно двумя способами:

• Нитрозным (концентрация 75%). Происходит окисление диоксида серы с помощью диоксида азота при взаимодействии воды. Формула выглядит так: SO2 + NO2 + H2O → H2SO4 + NO.
• Контактным (концентрация находится в пределах 94%). В промышленных условиях происходит окисление диоксида серы до трехокиси серы с последующим гидролизом. Пример формулы: 2SO2 + O2 → 2SO3; SO3 + H2O → H2SO4.

Присутствующий в кислоте раствор SO3 называется олеумом, который также используют для получения H2SO4. Реакция на металлы и неметаллы всегда отличается. При использовании двухосновной маслянистой жидкости образуется 2 вида солей: средние — сульфаты (барий, кальций), кислые — гидросульфаты (натрий, калий).

Этапы производства

Изготовление кислоты является довольно интересным и познавательным процессом. Изначально серный колчедан (измельчённый влажный пирит) засыпают в специальную печь для обжига. В нижней части оборудования пускают воздух, который специально обогащают кислородом. Постепенно из печи начинает выходить газ, в состав которого входят: SO2, O2, микроскопические частицы огарка (оксида железа) и пары воды (использовался влажный пирит). С помощью электрофильтра и циклона газ очищают от примесей твёрдых частиц. Сушильная башня удаляет все пары воды.

Окисление полученного серного газа происходит благодаря катализатору V2O5 в контактном аппарате. Такой подход позволяет ускорить химическую реакцию.

Процесс окисления одного оксида в другой на практике является обратным. Специалисты стараются создать оптимальные условия, чтобы добиться протекания прямой реакции — повышенное давление и температура от +500 °C.

Всё это позволяет получить необходимую экзотермическую реакцию.

В специальной башне поглощается оксид серы концентрированной кислоты. Приём с водой не используют, так как оксид серы легко растворяется с выделением большого количества теплоты, из-за чего жидкость закипает и превращается в пар. Избежать сернокислотного тумана помогает H2SO4 в концентрации 98%. Оксид серы хорошо растворяется и образует олеум: H2SO4*nSO3.

Использование H2SO4 в разбавленном виде

Серная кислота имеет одну особенность — она может отнимать воду, из-за чего её часто используют как надёжное гигроскопическое средство во многих химических реакциях.

С помощью этой жидкости можно получать органические вещества, провести осушку, а также снизить вероятность поглощения воды конкретными элементами.

Для решения всех этих задач в лабораторных условиях используются специальные герметические ёмкости, которые называются эксикаторами.

Востребованность H2SO4 никогда не уменьшается, так как она имеет широкую сферу применения. Концентрированная жидкость может обугливать органические вещества (например, древесину), а также вызывать сильные ожоги кожного покрова.

Если для проведения химических экспериментов нужно использовать кислоту, тогда должны быть соблюдены все правила безопасности.

Если капля разбавленной жидкости H2SO4 попала на кожу либо одежду, то по мере испарения воды она постепенно будет увеличивать свою концентрацию.

Разбавленная кислота может вступать в реакцию замещения, что спровоцировано окислением катионов. По этой причине на все активные металлы, которые находятся до водорода в ряду напряжений, H2SO4 реагирует как обычная кислота. Постепенно происходит вытеснение водорода.

Этот эффект подробно объясняют на уроках химии в 8 классе. С разбавленной серной кислотой не взаимодействуют благородные металлы (например, золото, платина) и те элементы, которые стоят после водорода в ряду напряжения.

Другими окислительными свойствами разбавленная маслянистая жидкость H2SO4 не обладает.

Лабораторные исследования подтвердили, что кислота реагирует на основные оксиды и основания, из-за чего образуется сразу 2 ряда солей: кислые — гидросульфаты, средние — сульфаты.

К качественным реакциям на H2SO4 можно отнести взаимодействие с солями бария, в результате чего образуется белый осадок, который не растворяется в воде и кислой среде.

Эту химическую реакцию можно изобразить с помощью формулы: H2SO4 + BaCl 2 = BaSO 4↓ + 2HCl.

Свойства концентрированной кислоты

В концентрированном виде жидкость H2SO4 способна максимально проявить свои окислительные свойства. Это вызвано тем, что в молекулах кислоты находятся атомы серы в высшей степени окисления (+6).

В концентрированном виде H2SO4 взаимодействует с металлами, которые находятся в электрохимическом ряду напряжения (правее водорода). Речь касается серебра, ртути и меди. В результате химической реакции образуется вода, сульфаты и продукты восстановления серы.

Степень восстановления кислоты зависит от металлов. Например:

• До свободной серы возможно восстановление в том случае, если речь касается металлов, которые расположены в ряду напряжений от алюминия до железа.
• Калий, натрий, литий. Активные металлы восстанавливают H2SO4 до сероводорода.
• Металлы с меньшей активностью позволяют образовать сернистый газ.

В концентрированном виде H2SO4 не вступает в реакцию с платиной и золотом, так как эти металлы обладают небольшой активностью. Если речь касается хрома, алюминия и железа, тогда понадобится нагревание. В противном случае реакция не произойдёт, что связано с пассивированием этих металлов (на поверхности образуется тонкая защитная плёнка).

Продукт восстановления кислоты всецело зависит от концентрации H2SO4 и активности используемого металла. Каждая химическая реакция должна быть рассмотрена индивидуально.

Алюминий, хром и железо могут растворяться в концентрированной кислоте, но при условии сильного нагревания. В результате образуется соль металла и продукты восстановления серной кислоты.

Формулы выглядят следующим образом:

• 2Cr + 6H2SO4 = Cr2 (SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O.
• 8Al + 15H2SO4 = 4AL2 (SO4)3 + 3H2S↑ + 12H2O.
• 2Fe + 6H2SO4 = FE (SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O.

Совершенно другую реакцию можно наблюдать в том случае, если нужно проверить взаимодействие кислоты с металлами. Происходит выделение SO2 и окисление неметаллов до высшей степени. Например:

• S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O.
• C + 2H2SO4 = CO2↑ + 2SO2↑ + 2H2O.
• H2SO4 + H2S = SO2↑ + S↓ + 2H2O.
• 2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O.

В разбавленном виде кислота ничем не отличается от других похожих жидкостей. В категорию исключений входит только то, что H2SO4 не вступает в реакцию со свинцом, так как образовавшийся сульфат свинца невозможно растворить.

Токсичность и сферы применения

Серная кислота и олеум относятся к категории наиболее едких веществ. Они могут обжечь кожу, слизистые оболочки и дыхательные пути. Из-за неаккуратного обращения с агрессивной жидкостью не исключено возникновение химического ожога.

Вдыхание паров этих веществ может спровоцировать кашель, затруднённое дыхание, бронхит. В атмосфере может образовываться аэрозоль из-за ядовитого дыма металлургических и химических производств. В такой ситуации могут выпадать кислотные дожди.

• При правильном применении H2SO4 может пригодиться в следующих случаях:

• Серийное производство минеральных удобрений.
• Изготовление электролита для свинцовых аккумуляторов.
• Производство химических волокон, взрывчатых и дымообразующих веществ, а также красителей.
• Получение солей и минеральных кислот.
• Изготовление пищевой добавки (эмульгатора) Е513.
• Использование в металлообрабатывающей, нефтяной, кожевенной, текстильной промышленности.
• Гидратация (например, этанол из этилена).
• Дегидратация (получение сложных и диэтиловых эфиров).
• Алкилирование. H2SO4 позволяет получить полиэтилен гликоль, изооктан, капролактам.
• Восстановление смол в очистительных фильтрах на участке производства дистиллированной воды.

Во всём мире в год используется до 160 тонн кислоты. Больше всего эту жидкость применяют в производстве минеральных удобрений. По этой причине сернокислотные заводы стараются возводить вместе с предприятиями, которые будут заниматься изготовлением удобрений.

Не менее востребованными являются соли серной кислоты. Мирабилит (Nа2SO4•10Н2O) был получен немецким химиком И. Глаубером, который экспериментировал с тем, как действует H2SO4 на хлорид натрия. В медицинской практике это средство используется в качестве слабительного.

Спрос также получил железный купорос (FeSO4*7H2O), который ранее применяли для лечения диагностированной чесотки.

Но в настоящее время этот химический компонент используется только для борьбы с сельскохозяйственными вредителями. Применение большой концентрации железного купороса чревато гибелью обработанной культуры.

Медный купорос (CuSO4*5H2O) получил большой спрос в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.

Окислительные свойства серной кислоты | Дистанционные уроки

ОВР в статье специально выделены цветом. Обратите на них особое внимание. Эти уравнения могут попасться в ЕГЭ.

• Разбавленная серная ведет себя, как и остальные кислоты, окислительные свои возможности прячет:
• Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑
• Автор статьи — Саид Лутфуллин

И еще, что надо помнить про разбавленную серную кислоту: она не реагирует со свинцом. Кусок свинца, брошенный в разбавленную H2SO4 покрывается слоем нерастворимого (см. таблицу растворимости) сульфата свинца и реакция моментально прекращается.

Pb + H2SO4 ≠

Концентрированная серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, не летучая, не имеет вкуса и запаха

За счет серы в  степени окисления +6(высшей) серная кислота приобретает сильные окислительные свойства.

Правило для задания 24 (по-старому А24) при приготовлении растворов серной кислоты никогда нельзя в нее  лить воду.  Концентрированую серную кислоту нужно тонкой струйкой вливать в воду, постоянно помешивая.

 Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами

Эти реакции строго стандартизированны и идут по схеме:

H2SO4(конц.) + металл → сульфат металла + H2O + продукт восстановленной серы.

Есть два нюанса:

1) Алюминий, железо и хром с H2SO4 (конц) в нормальных условиях не реагируют, из-за пассивации. Нужно нагреть.

2) С платиной и золотом H2SO4 (конц)  не реагирует вообще.

Сера в концентрированной серной кислоте – окислитель

• значит, сама будет восстанавливаться;
• то, до какой степени окисления будет восстанавливаться сера, зависит от металла.

Рассмотрим диаграмму степеней окисления серы:

• До -2 серу могут восстановить только очень активные металлы — в ряду напряжений до алюминия включительно.

1. Реакции будут идти вот так:
2. 8Li + 5H2SO4(конц.) → 4Li2SO4 + 4H2O + H2S↑
3. 4Mg + 5H2SO4(конц.) → 4MgSO4 + 4H2O + H2S↑
4. 8Al + 15H2SO4(конц.) (t)→ 4Al2(SO4)3 + 12H2O + 3H2S↑

• при взаимодействии H2SO4 (конц) с  металлами в ряду напряжений после алюминия, но до железа, то есть с металлами со средней активностью сера восстанавливается до :

• 3Mn + 4H2SO4(конц.) → 3MnSO4 + 4H2O + S↓
• 2Cr + 4H2SO4(конц.) (t)→ Cr2(SO4)3 + 4H2O + S↓
• 3Zn + 4H2SO4(конц.) → 3ZnSO4 + 4H2O + S↓

• все остальные металлы, начиная с железа в ряду напряжений (включая те, что после водорода, кроме золота и платины, конечно), могут восстановить серу только до +4. Так как это малоактивные металлы:

1. 2Fe + 6H2SO4(конц.) (t)→ Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2↑
2. (обратите внимание, что железо окисляется до +3, до максимально возможной, высшей степени окисления, так как оно имеет дело с сильным окислителем)
3. Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + 2H2O + SO2↑
4. 2Ag + 2H2SO4(конц.) → Ag2SO4 + 2H2O + SO2↑
5. 

Конечно, все относительно. Глубина восстановления будет зависеть от многих факторов: концентрации кислоты (90%, 80%, 60%), температуры и т.д. Поэтому совсем уж точно предсказать продукты нельзя.

Приведенная выше таблица тоже имеет свой процент приблизительности, но пользоваться ей можно.

Еще необходимо помнить, что в ЕГЭ, когда продукт восстановленной серы не указан, и металл не отличается особой активностью, то, скорее всего, составители имеют в виду SO2. Нужно смотреть по ситуации и искать зацепки в условиях.

SO2 – это вообще частый продукт ОВР с участием конц. серной кислоты.

• H2SO4 (конц) окисляет некоторые неметаллы (которые проявляют восстановительные свойства), как правило, до максимальной — высшей степени окисления (образуется оксид этого неметалла). Сера при этом тоже восстанавливается до SO2:
• C + 2H2SO4(конц.) → CO2↑ + 2H2O + 2SO2↑
• 2P + 5H2SO4(конц.) → P2O5 + 5H2O + 5SO2↑
• Свежеобразованный оксид фосфора (V) реагирует с водой, получается ортофосфорная кислота. Поэтому реакцию записывают сразу:
• 2P + 5H2SO4(конц) → 2H3PO4 + 2H2O + 5SO2↑
• То же самое с бором, он превращается в ортоборную кислоту:
• 2B + 3H2SO4(конц) → 2H3BO3 + 3SO2↑

Очень интересны взаимодействие серы со степенью окисления +6 (в серной кислоте) с «другой» серой (находящейся в другом соединении). В рамках ЕГЭ рассматривается взаимодействиеH2SO4 (конц)  с серой (простым веществом) и сероводородом.

Начнем с взаимодействия серы (простого вещества) с концентрированной серной кислотой. В простом веществе степень окисления 0, в кислоте +6. В этой ОВР сера +6 будет окислять серу 0. Посмотрим на диаграмму степеней окисления серы:

2. Сера 0 будет окисляться,  а сера +6 будет восстанавливаться, то есть понижать степень окисления.  Будет выделяться сернистый газ:
3. 2H2SO4(конц.) + S → 3SO2↑ + 2H2O
4. Но в случае с сероводородом:
6.  Образуется и сера (простое вещество), и сернистый газ:
7. H2SO4(конц.) + H2S → S↓ + SO2↑ + 2H2O

Этот принцип часто может помочь в определении продукта ОВР, где окислитель и восстановитель – один и тот же элемент, в разных степенях окисления. Окислитель и восстановитель «идут навстречу друг другу» по диаграмме степеней окисления.

• H2SO4 (конц) , так или иначе, взаимодействует с галогенидами. Только вот тут надо понимать, что фтор и хлор – «сами с усами» и с фторидами и хлоридами ОВР не протекает, проходит обычный ионно-обменный процесс, в ходе которого образуется газообразный галогеноводород:
• CaCl2 + H2SO4(конц.) → CaSO4 + 2HCl↑
• CaF2 + H2SO4(конц.) → CaSO4 + 2HF↑

А вот галогены в составе бромидов и иодидов (как и в составе соответствующих галогеноводородов) окисляются ей до свободных галогенов. Только вот сера восстанавливается по-разному: иодид является более cильным восстановителем, чем бромид. Поэтому иодид восстанавливает серу до сероводорода, а бромид до сернистого газа:

1. 2H2SO4(конц.) + 2NaBr → Na2SO4 + 2H2O + SO2↑ + Br2
2. H2SO4(конц.) + 2HBr → 2H2O + SO2↑ + Br2
3. 5H2SO4(конц.) + 8NaI → 4Na2SO4 + 4H2O + H2S↑ + 4I2↓
4. H2SO4(конц.) + 8HI → 4H2O + H2S↑ + 4I2↓
5. Хлороводород и фтороводород (как и их соли) устойчивы к окисляющему действию H2SO4 (конц).

И наконец, последнее: для концентрированной серной кислоты это уникально, больше никто так не может. Она обладает водоотнимающим свойством.

Это позволяет использовать концентрированную серную кислоту самым разным образом:

Во-первых, осушение веществ. Концентрированная серная кислота забирает воду от вещества и оно «становится сухим».

• Во-вторых, катализатор в реакциях, в которых отщепляется вода (например, дегидратация и этерификация):
• H3C–COOH + HO–CH3 (H2SO4(конц.))→ H3C–C(O)–O–CH3 + H2O
• H3C–CH2–OH (H2SO4(конц.))→ H2C=CH2 + H2O

Обсуждение: «Окислительные свойства серной кислоты»

(Правила комментирования)

Химические свойства серной кислоты

Средняя оценка: 4.1

Всего получено оценок: 609.

Средняя оценка: 4.1

Всего получено оценок: 609.

Серная кислота – одна из сильнейших кислот, представляющая собой маслянистую жидкость. Химические свойства серной кислоты позволяют широко применять её в промышленности.

Серная кислота (H2SO4) обладает характерными свойствами кислот и является сильным окислителем. Это наиболее активная неорганическая кислота с температурой плавления 10°C. Кислота закипает при 296°C с выделением воды и оксида серы SO3. Способна поглощать пары воды, поэтому её используют для осушения газов.

Рис. 1. Серная кислота.

Серную кислоту получают промышленным путём из диоксида серы (SO2), который образуется при горении серы или серного колчедана. Два основных способа образования кислоты:

• контактный (концентрация 94 %) – окисление диоксида серы до трёхокиси серы (SO3) с последующим гидролизом:
  2SO2 + O2 → 2SO3; SO3 + H2O → H2SO4;
• нитрозный (концентрация 75 %) – окисление диоксидом азота диоксида серы при взаимодействии воды:
  SO2 + NO2 + H2O → H2SO4 + NO.

Раствор SO3 в серной кислоте называется олеумом. Его также используют для получения серной кислоты.

Рис. 2. Процесс получения серной кислоты.

Реакция с водой способствует выделению большого количества тепла. Поэтому к воде примешивают кислоту, а не наоборот. Вода легче кислоты, она остаётся на поверхности. Если добавить воду в кислоту, вода мгновенно закипит, что приведёт к разбрызгиванию кислоты.

Серная кислота образует два вида солей:

• кислые – гидросульфаты (NaHSO4, KHSO4);
• средние – сульфаты (BaSO4, CaSO4).

Химические свойства концентрированной серной кислоты представлены в таблице.

Рис. 3. Реакция с сахаром.

Разбавленная кислота не окисляет малоактивные металлы, стоящие в электрохимическом ряду после водорода. При взаимодействии с активными металлами (литием, калием, натрием, магнием) выделяется водород и образуется соль. Концентрированная кислота проявляет окислительные свойства с тяжёлыми, щелочными и щелочноземельными металлами при нагревании. Отсутствует реакция с золотом и платиной.

Серная кислота (разведённая и концентрированная) на холоде не взаимодействует с железом, хромом, алюминием, титаном, никелем. Благодаря пассивации металлов (образования защитной оксидной плёнки) серную кислоту можно перевозить в металлических цистернах. Оксид железа разрушается при нагревании.

Из урока 9 класса узнали о свойствах серной кислоты. Это мощный окислитель, вступающий в реакции с металлами, неметаллами, органическими соединениями, солями, основаниями, оксидами.

При взаимодействии с водой выделяется тепло. Получают серную кислоту из оксида серы.

Концентрированная кислота без нагревания не взаимодействует с некоторыми металлами, что позволяет перевозить кислоту в металлической таре.

Чтобы попасть сюда — пройдите тест.

Средняя оценка: 4.1

Всего получено оценок: 609.

А какая ваша оценка?

Гость завершил

Тест «Садко»с результатом 13/14

Гость завершил

Тест «Гранатовый браслет»с результатом 12/14

Гость завершил

Тест на тему «Диалог»с результатом 5/5

Гость завершил

Тест на тему «Прямая речь»с результатом 5/5

Гость завершил

Тест «Мастер и Маргарита»с результатом 15/16

Не подошло? Напиши в х, чего не хватает!

Серная кислота: получение и химические свойства

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H2SO4 – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS2.

Основные стадии получения серной кислоты :

• Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
• Очистка полученного газа от примесей.
• Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
• Взаимодействие серного ангидрида с водой.

• 
• 
• Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Общие научные принципы химического производства:

1. Непрерывность.
2. Противоток
3. Катализ
4. Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
5. Теплообмен
6. Рациональное использование сырья

Химические свойства

1. Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.
2. 1.

    Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

3. H2SO4  ⇄  H+ + HSO4–
4. По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:
5. HSO4–  ⇄  H+ + SO42–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами  и амфотерными гидроксидами. 

• Например, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:
• H2SO4    +   MgO   →   MgSO4   +   H2O
• Еще пример: при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:
• H2SO4    +   КОН     →     KHSО4  +   H2O
• H2SO4    +   2КОН      →     К2SО4  +   2H2O
• Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:
• 3H2SO4     +    2Al(OH)3    →   Al2(SO4)3    +   6H2O

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.).  Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

1. Например, серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:
2. Н2SO4   +   2NaHCO3   →   Na2SO4   +   CO2   +  H2O
3. Или с силикатом натрия:
4. H2SO4    +   Na2SiO3    →  Na2SO4  +   H2SiO3
5. Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:
6. NaNO3 (тв.)   +   H2SO4   →   NaHSO4   +   HNO3
7. Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например, хлорида натрия:
8. NaCl(тв.)   +   H2SO4   →   NaHSO4   +   HCl

4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

H2SO4  + BaCl2  →  BaSO4   +   2HCl

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

• Например, серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):
• H2SO4(разб.)    +   Fe   →  FeSO4   +   H2
• Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:
• H2SO4   +   NH3    →    NH4HSO4

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO2. С активными металлами может восстанавливаться до серы  S, или сероводорода Н2S.

Железо Fe, алюминий  Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

1. 6H2SO4(конц.)    +   2Fe   →   Fe2(SO4)3   +   3SO2   +  6H2O
2. 6H2SO4(конц.)    +   2Al   →   Al2(SO4)3   +   3SO2   +  6H2O
3. При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:
4. 2H2SO4(конц.)   +   Cu     →  CuSO4   +   SO2 ↑ +   2H2O
5. 2H2SO4(конц.)   +   Hg     →  HgSO4   +   SO2 ↑ +   2H2O
6. 2H2SO4(конц.)   +   2Ag     →  Ag2SO4   +   SO2↑+   2H2O
7. При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:
8. 3Mg   +   4H2SO4   →   3MgSO4   +   S   +  4H2O
9. При взаимодействии с щелочными металлами и цинком  концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:
10. 5H2SO4(конц.)   +  4Zn     →    4ZnSO4   +   H2S↑   +   4H2O

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl2 + Na2SO4   →   BaSO4↓  + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе  (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

• Например, концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):
• 5H2SO4(конц.)   +    2P   →   2H3PO4   +   5SO2↑  +   2H2O
• 2H2SO4(конц.)   +    С   →   СО2↑   +   2SO2↑  +   2H2O
• 2H2SO4(конц.)   +    S   →   3SO2 ↑  +   2H2O
• Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:
• 3H2SO4(конц.)   +   2KBr   →  Br2↓   +  SO2↑   +   2KHSO4    +  2H2O
• 5H2SO4(конц.)   +   8KI     →  4I2↓    +   H2S↑   +   K2SO4   +  4H2O
• H2SO4(конц.)   +   3H2S →  4S↓  +  4H2O

Серная кислота: свойства и все характеристики

Некоторые физические свойства серной кислоты приведены в таблице.

Безводная H2SO4 — замечательное соединение с необычно высокой диэлектрической проницаемостью и очень высокой электропроводностью, которая обусловлена ионной автодиссоциацией (автопротолизом) соединения, а также эстафетным механизмом проводимости с переносом протона, обеспечивающим протекание электрического тока через вязкую жидкость с большим числом водородных связей.

Таблица 1. Физические свойства серной кислоты.

Получение серной кислоты

Серная кислота — самый важный промышленный химикат и самая дешевая из производимых в большом объеме кислот влюбой стране мира.

Концентрированную серную кислоту («купоросное масло») сначала получали нагреванием «зеленого купороса» FeSO4×nH2O и расходовали в большом количестве на получение Na2SO4 и NaCl.

В современном процессе получения серной кислоты используется катализатор, состоящий из оксида ванадия(V) с добавкой сульфата калия на носителе из диоксида кремния или кизельгура.

Диоксид серы SO2 получают сжиганием чистойсеры или при обжиге сульфидной руды (прежде всего пирита или руд Си, Ni и Zn) в процессе извлечения этихметаллов.

Затем SO2 окисляют до триоксида, а потом путем растворения в воде получают серную кислоту:

• S + O2→ SO2 (ΔH0 — 297 кДж/моль);
• SO2 + ½ O2→ SO3 (ΔH0 — 9,8 кДж/моль);
• SO3 + H2O → H2SO4 (ΔH0 — 130 кДж/моль).

Химические свойства серной кислоты

1. Серная кислота – сильная двухосновная кислота. По первой ступени в растворах невысокой концентрации она диссоциирует практически нацело:
2. H2SO4↔H+ + HSO4—.
3. Диссоциация по второй ступени
4. HSO4—↔H+ + SO42-

протекает в меньшей степени. Константа диссоциации серной кислоты по второй ступени, выраженная через активности ионов, K2 = 10-2.

Как кислота двухосновная, серная кислота образует два ряда солей: средние и кислые. Средние соли серной кислоты называются сульфатами, а кислые – гидросульфатами.

Серная кислота жадно поглощает пары воды и поэтому часто применяется для осушения газов.

Способностью поглощать воду объясняется и обугливание многих органических веществ, особенно относящихся к классу углеводов (клетчатка, сахар и т.д.), при действии на них концентрированной серной кислоты.

Серная кислота отнимает от углеводов водород и кислород, которые образуют воду, а углерод выделяется в виде угля.

Концентрированная серная кислота, особенно горячая, — энергичный окислитель. Она окисляет HI и HBr (но не HCl) до свободных галогенов, уголь – до CO2, серу – до SO2. Указанные реакции выражаются уравнениями:

• 8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S↑ + 4H2O;
• 2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2↑ + 2H2O;
• C + 2H2SO4 = CO2↑ + 2SO2↑ + 2H2O;
• S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O.

Взаимодействие серной кислоты с металлами протекает различно в зависимости от её концентрации. Разбавленная серная кислота окисляет своим ионом водорода. Поэтому она взаимодействует только с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений только до водорода, например:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑.

Однако свинец не растворяется в разбавленной кислоте, поскольку образующаяся соль PbSO4 нерастворима.

Концентрированная серная кислота является окислителем за счет серы (VI). Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений до серебра включительно. Продукты её восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла и от условий (концентрация кислоты, температура). При взаимодействии с малоактивными металлами, например с медью, кислота восстанавливается до SO2:

1. Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O.
2. При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как диоксид, так и свободная сера и сероводород. Например, при взаимодействии с цинком могут протекать реакции:
3. Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O;
4. 3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O;
5. 4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O.

Применение серной кислоты

Применение серной кислоты меняется от страны к стране и от десятилетия к десятилетию. Так, например в США в настоящее время главная область потребления H2SO4 — производство удобрений (70%), за ним следуют химическое производство, металлургия, очистка нефти (~5% в каждой области).

В Великобритании распределение потребления по отраслям иное: только 30% производимой H2SO4 используется в производстве удобрений, зато 18% идет на краски, пигменты и полупродукты производства красителей, 16% на химическое производство, 12% на получение мыла и моющих средств, 10% на производство натуральных и искусственных волокон и 2,5% применяется в металлургии.

Примеры решения задач