(серная кислота, IUPAC — дигидрогенсульфат, устаревшее название — купоросное масло) — соединение серы с формулой H 2 SO 4. Бесцветная маслянистая, очень вязкая и гигроскопическая жидкость. Серная кислота — одна из самых сильных неорганических кислот и очень едкой и опасной. Эта кислота образует два ряда солей: сульфаты и гидрогенсульфаты, в которых по сравнению с серной кислотой заменяются один или два атома водорода на катионы металлов. Серная кислота является одним из важнейших технических веществ в мире и лидирует по количеству производства. Она используется в основном в форме водных растворов для производства удобрений, а также других неорганических кислот.

История

(или старое название — купоросное масло) была известна с давних времен. Первые упоминания о ней можно найти в текстах алхимика Джабира ибн Хайянь 8-го века. Возможные методы производства описаны в трудах Альберта Великого (1200-1280) и Василия Валентина (1600). В основе этого метода лежит образование кислоты с хальканинту и квасцов. Устаревшее название происходит от устаревшей названия минералов из которых она приобреталась — купороса. Первые научные исследования с помощью серной кислоты провел Иоганн Рудольф Ґляубер. Он провел реакцию между серной кислотой и солью и получил соляную кислоту и соль, которая была названа в его честь — глауберова соль. Методы, в которых были использованы сульфаты, были очень сложными и дорогими. Для получения больших количеств этого вещества в 18-м веке разработали процесс, в котором использовалось сжигание серы и селитры в стеклянной таре. Так как стеклянные сосуды были очень хрупкими, то первая реакция была проведена в 1746 году Джоном Робак в свинцовых контейнерах. Серная кислота создана методом Джона Робака имела концентрацию только 35-40%. Позже улучшения метода французским химиком Жозефом Луи Гей-Люссаком и английским Джоном Гловером дало выход вещества 78% концентрации. Тем не менее, по некоторым красителей и других химических веществ требует более концентрированного продукта. В течение 18-го века серная кислота получалась сухой перегонкой минералов, процесс похож на оригинальные алхимические процессы. Пирит (дисульфид железа, FeS 2) нагревали в воздухе для получения железа (II) сульфат, FeSO 4, который окисляется при дальнейшем нагревании до железа (III) сульфат Fe 2 (SO 4) 3, который при нагревании до 480 ° С, разлагается до железа (III) оксид и триоксида серы, который может быть использован для получения серной кислоты в любой концентрации. В 1831 году британский купец Перегрин Филлипс запатентовал контактный процесс, который был гораздо более экономичный. Сегодня почти вся серная кислота в мире производится с использованием этого метода.

Нахождение в природе

Земля

Свободная серная кислота встречается в природе очень редко. В атмосфере она образуется из диоксида серы, который образуется при сгорании серосодержащих веществ или вулканических извержений. Диоксид серы окисляется гидроксильными радикалами и кислородом с образованием триоксида серы, который вступая в реакцию с атмосферной влагой образует кислоту. В кислотных дождях она выступает в разбавленном виде. Небольшое количество свободной серной кислоты также можно найти в некоторых вулканических источниках, которые называются сольфатары. Наибольшее количество серной кислоты в мире содержит озеро в кратере вулкана Иджен в Индонезии. В отличие от свободной кислоты, ее соли, в частности, сульфаты, встречается в природе гораздо чаще. Существует много различных минералов сульфатов. Среди них самыми известными и важными являются гипс (CaSO 4 · 2 H 2 O), барит (BaSO 4), Халькантит (CuSO 4 · 5 H 2 O) и глауберова соль (Na 2 SO 4 · 10 H 2 O).

Нахождение вне земли

Серная кислота находится за пределами Земли в верхних слоях атмосферы Венеры. Она образуется в результате фотохимических реакций диоксида серы и воды, которые образуют капли 80-85% кислоты. В более глубоких слоях, кислота распадается из-за высоких температуры снова на диоксид серы, и воду, которые поднимаясь вверх снова могут образовывать серную кислоту. Инфракрасные спектры которые были получены аппаратом Галилео показывают различные степени поглощений на спутнике Юпитера, которые были отнесены к одному или нескольким видам гидратов серной кислоты.

Производство

Сырьем для производства серной кислоты является элементарная сера которую получают в огромных кильскостях на нефте- и газовопереробних заводах, с сероводорода, с помощью процесса, который известен как процесс Клауса. Затем серу оксилюють до диоксида серы:

Реакция серы с кислородом

Еще одним источником диоксида серы является выплавки руд, содержащих серу. Примерами являются медные, цинковые и свинцовые сульфиды. Диоксид серы образуется при обжиге с кислородом воздуха.

Реакция при обжига сульфида цинка

В 1999 году в Европе было выжжено около 3 млн тонн пирита для производства серной кислоты. В Азии эта цифра больше, поскольку и запасы его больше. Для бедных ресурсами странах, которые не имеют ни серы, ни сульфидных руд, существует процесс Мюллера-Кюне. В этом процессе диоксид серы образуется при обжиге гипса и угля в печи. Этот процесс можно сделать прибыльным, если в печь добавлять песок и глину для образования цемента качестве побочного продукта. Для дальнейшего производства требуется серный ангидрид. При низких температурах реакция проходит медленно, так как требует сравнительно редких в газовой фазе тройных столкновений, а при высоких равновесие смещено в сторону разложения серного ангидрида. Поэтому для проведения этой реакции нужны катализаторы. На ранних порах использовали платину, позже перешли на ванадиевый ангидрид V 2 O 5 или ванадаты щелочных металлов KVO 3.

Окисления диоксида серы до триоксида

Триоксида серы разбавляется в воде сразу же: из-за слишком бурную начальную реакцию в контакте с водой образуется пленка тумана серной кислоты, препятствует дальнейшей реакции. Сначала его вводят в концентрированную серную кислоту, этот раствор называют — олеумом. Затем олеум растворяют в воде до образования серной кислоты.

Растворение серного ангидрита в концентрированной серной кислоте по созданию дисульфатнои кислоты Растворения дисульфатнои кислоты в воде

В последние годы производство серной кислоты возросло в основном в Китае, в то время как в европейских странах, производство сократилось.

В домашних условиях небольшие количества разбавленной серной кислоты можно получить электролизом раствора медного купороса с свинцовым анодом (напряжение должно быть выше 2 В из-за большого перенапряжения выделения кислорода на двуокиси свинца, который образуется на поверхности анода, но не более 5 В, чтобы не перегревать) .

Физические свойства

Почти вся 99% серная кислота теряет SO 3 при кипении с образованием 98,3% кислоты. 98% кислота является стабильной при хранении, и обычно также называется концентрированной. Другие концентрации используются для различных целей. Данные о различных концентрации:

Химически чистая серная кислота представляет собой тяжелую бесцветную маслянистую жидкость. Продают, как правило, 96,5% — ный водный раствор плотностью 1,84 г / см 3 или так называемый «олеум», то есть раствор SO 3 в H 2 SO 4. В воде H 2 SO 4 растворяется очень хорошо (смешивается с водой в неограниченных количествах). При этом выделяется тепло, и раствор очень сильно нагревается (вплоть до кипения воды). Поэтому при добавлении воды к концентрированной серной кислоты последняя разбрызгивается вследствие быстрого преобразования воды в пар. Поэтому при разведении концентрированной H 2 SO 4 надо кислоту вливать в воду (а не наоборот!) Тонкой струей при тщательном перемешивании раствора стеклянной палочкой. Концентрированная серная кислота как и чистая вода плохо проводит ток вследствие малой дисоциациии, удельная электропроводность 1,044 · 10 -2 S / см

Химические свойства

Диссоциация в водном растворе идет в несколько этапов:

Первый этап диссоциации; K 2 = 2.4 x 6 октября (сильная кислота)

Это значение кислотности взятое в качестве основного при определении суперкислот.

Вторая стадия дисоциациии; K 1 = 1,0 x 10 -2

Серная кислота разрушает также много органических веществ, в частности углеводы — дерево, бумага, хлопчатобумажные ткани, сахар и тому подобное. Разрушение этих веществ объясняется тем, что концентрированная серная кислота отнимает от них водород и кислород в виде воды, а углерод остается в виде пористого угля. При действии разбавленной серной кислоты на металлы, которые в электрохимическом ряду активности металлов расположены слева водорода, выделяется водород. Концентрированная серная кислота обладает сильным окислительный эффект и способна реагировать, при нагревании, даже с благородными металлами, такими как медь, ртуть и серебро, хотя при этом она не взаимодействует с железом. Поэтому для перевозки концентрированной серной кислоты используются железные цистерны.

Реакция меди с концентрированной серной кислотой

Применение

Серная кислота является очень важным товаром химической промышленности и является индикатором ее промышленной мощности. Мировое производство в 2004 году составило около 180 млн тонн, при следующем географическом распределении: Азия 35%, Северная Америка 24%, Африка 11%, Западная Европа 10%, Восточная Европа и Россия 10%, Австралия и Океания 7%, Южная Америка 7 %. Большая часть производимой кислоты (~ 60%) расходуется на производство удобрений, суперфосфата фосфата аммония, сульфатов, сульфата аммония. Около 20% используется в химической промышленности для производства моющих средств, синтетических смол, красителей, фармацевтических препаратов, инсектицидов, антифриза, а также для различных технических процессов. Около 6% используют для производства пигментов, красок, эмалей, типографских красок. Используется также как осушитель газов.

Электролит

Серная кислота действует как электролит в свинцово-кислотных аккумуляторах:

На аноде:

Pb + 3 SO2-4 ⇌ PbSO 4 + 2 e —

На катоде:

PbO 2 + 4 H + + SO2-4 + 2 e — ⇌ PbSO 4 + 2 H 2 O

Pb + PbO 2 + 4 H + + 2 SO2-4 ⇌ 2 PbSO 4 + 2 H 2 O

Катализатор

Серная кислота используется, также, для других целей в химической промышленности. Например, она кислотным катализатором для преобразования циклогексанона окси в капролактам, который используется для изготовления капрона. Она используется для изготовления соляной кислоты из соли. Серная кислота используется в нефтеперерабатывающей промышленности, в качестве катализатора реакции изобутана и изобутилена, для образования изооктана, соединения, имеет эталонное октановое число, и пригодной для создания высокооктанового бензина без металлосодержащих присадок.

Безопасность

Серная кислота едкая, хотя из-за значительной вязкость ожог может произойти за время достаточно для смывания кислоты, попавшей на кожу. В этом смысле более опасны олеум и хлорсульфоновая кислота, которые могут быстро наносить сильные ожоги. По коррозионными свойствами менее опасна чем соляная или азотная кислоты поскольку менее летучее и не очень активный окислитель при обычных температурах. Наиболее опасно попадание на открытые слизистые оболочки. Попадание в глаза может произойти при попытке разбавления концентрированной кислоты доливанием к ней воды (прямое нарушение правил обращения с концентрированной серной кислотой), при этом вода закипает и разбрызгивается вместе с кислотой. Пораженные участки промывают большим количеством воды и 5% раствором питьевой соды.

Изображения по теме

Серная кислота , H2SO4, сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях - тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серную кислоту называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом. Если молярное отношение SO3: Н2О меньше 1, то это водный раствор серной кислоты, если больше 1, - раствор SO3 в серной кислоте.

Природные залежи самородной серы сравнительно невелики. Общее содержание серы в земной коре составляет 0,1%. Сера содержится в нефти, каменном угле, горючих и топочных газах. Чаще сера встречается в природе в виде соединений с цинком, медью и другими металлами. Следует отметить, что доля колчедана и серы в общем балансе сернокислотного сырья постепенно уменьшается, а доля серы, извлекаемой из различных отходов, постепенно возрастает. Возможности получения серной кислоты из отходов весьма значительны. Использование отходящих газов цветной металлургии позволяет получать, без специальных затрат в сернокислотных системах на обжиг серосодержащего сырья.

Физические и химические свойства серной кислоты

Стопроцентная H2SO4 (SO3 х H2O) называется моногидратом. Соединение не дымит, в концентрированном виде не разрушает черные металлы, являясь при этом одной из самых сильных кислот;

• вещество пагубным образом действует на растительные и животные ткани, отнимая и них воду, вследствие чего они обугливаются.
• кристаллизуется при 10,45 "С;
• tkип 296,2 "С;
• плотность 1,9203 г/см3;
• теплоёмкость 1,62 дж/г.

Серная кислота смешивается с Н2О и SO3 в любых соотношениях, образуя соединения:

• H2SO4 х 4 H2O (tпл - 28,36 "С),
• H2SO4 х 3 H2O (tпл - 36,31 "С),
• H2SO4 х 2 H2O (tпл - 39,60 "С),
• H2SO4 х H2O (tпл - 8,48 "С),
• H2SO4 х SO3 (H2S2O7 - двусерная или пиросерная кислота, tпл 35,15 "С) - олеум,
• H2SO х 2 SO3 (H2S3O10 - трисерная кислота, tпл 1,20 "C).

При нагревании и кипении водных растворов серной кислоты, содержащих до 70% H2SO4, в паровую фазу выделяются только пары воды. Над более концентрированными растворами появляются и пары серной кислоты. Раствор 98,3% H2SO4 (азеотропная смесь) при кипении (336,5 "С) перегоняется полностью. Серная кислота, содержащая свыше 98,3% H2SO4, при нагревании выделяет пары SO3.
Концентрированная серная кислота - сильный окислитель. Она окисляет HI и НВг до свободных галогенов. При нагревании окисляет все металлы, кроме Au и платиновых металлов (за исключением Pd). На холоде концентрированная серная кислота пассивирует многие металлы, в том числе РЬ, Cr, Ni, сталь, чугун. Разбавленная серная кислота реагирует со всеми металлами (кроме РЬ), предшествующими водороду в ряду напряжении, например: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2.

Как сильная кислота H2SO4 вытесняет более слабые кислоты из их солей, например борную кислоту из буры:

Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O = Na2SO4 + 4 H2BO3,

а при нагревании вытесняет более летучие кислоты, например:

NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3.

Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы - ОН. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты приводит к получению этилена или диэтилового эфира. Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и других углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием. Как двухосновная, серная кислота образует два типа солей: сульфаты и гидросульфаты.

Температура замерзания серной кислоты:
концентрация, %	темп.замерз., "С
74,7	-20
76,4	-20
78,1	-20
79,5	-7,5
80,1	-8,5
81,5	-0,2
83,5	1,6
84,3	8,5
85,7	4,6
87,9	-9
90,4	-20
92,1	-35
95,6	-20

Сырьё для получения серной кислоты

Сырьём для получения серной кислоты могут служить: сера, серный колчедан FeS2, отходящие газы печей окислительного обжига сульфидных руд Zn, Сu, РЬ и других металлов, содержащие SO2. В России основное количество серной кислоты получают из серного колчедана. Сжигают FeS2 в печах, где он находится в состоянии кипящего слоя. Это достигается быстрым продуванием воздуха через слой тонко измельченного колчедана. Получаемая газовая смесь содержит SO2, O2, N2, примеси SO3, паров Н2О, As2O3, SiO2 и другие, и несёт много огарковой пыли, от которой газы очищаются в электрофильтрах.

Способы получения серной кислоты

Серную кислоту получают из SO2 двумя способами: нитрозным (башенным) и контактным.

Нитрозный способ

Переработка SO2 в серную кислоту по нитрозному способу осуществляется в продукционных башнях - цилиндрических резервуарах (высотой 15 м и более), заполненных насадкой из керамических колец. Сверху, навстречу газовому потоку разбрызгивается "нитроза" - разбавленная серная кислота, содержащая нитрозилсерную кислоту NOOSO3H, получаемую по реакции:

N2O3 + 2 H2SO4 = 2 NOOSO3H + H2O .

Окисление SO2 окислами азота происходит в растворе после его абсорбции нитрозой. Водою нитроза гидролизуется:

NOOSO3H + H2O = H2SO4 + HNO2.

Сернистый газ, поступивший в башни, с водой образует сернистую кислоту:

SO2 + H2O = H2SO3.

Взаимодействие HNO2 и H2SO3 приводит к получению серной кислоты:

2 HNO2 + H2SO3 = H2SO4 + 2 NO + H2O.

Выделяющаяся NO превращается в окислительной башне в N2O3 (точнее в смесь NO + NO2). Оттуда газы поступают в поглотительные башни, где навстречу им сверху подаётся серная кислота. Образуется нитроза, которую перекачивают в продукционные башни. Таким образом осуществляется непрерывность производства и круговорот окислов азота. Неизбежные потери их с выхлопными газами восполняются добавлением HNO3.

Серная кислота, получаемая нитрозным способом, имеет недостаточно высокую концентрацию и содержит вредные примеси (например, As). Её производство сопровождается выбросом в атмосферу окислов азота ("лисий хвост", названный так по цвету NO2).

Контактный способ

Принцип контактного способа производства серной кислоты был открыт в 1831 П. Филипсом (Великобритания). Первым катализатором была платина. В конце 19 - начале 20 вв. было открыто ускорение окисления SO2 в SO3 ванадиевым ангидридом V2O5. Особенно большую роль в изучении действия ванадиевых катализаторов и их подборе сыграли исследования советских учёных А. Е. Ададурова, Г. К. Борескова, Ф. Н. Юшкевича.

Современные сернокислотные заводы строят для работы по контактному методу. В качестве основы катализатора применяются окислы ванадия с добавками SiO2, Al2O3, K2O, CaO, BaO в различных соотношениях. Все ванадиевые контактные массы проявляют свою активность только при температуре не ниже ~420 "С. В контактном аппарате газ проходит обычно 4 или 5 слоев контактной массы. В производстве серной кислоты контактным способом обжиговый газ предварительно очищают от примесей, отравляющих катализатор. As, Se и остатки пыли удаляют в промывных башнях, орошаемых серной кислотой. От тумана серную кислоту (образующейся из присутствующих в газовой смеси SO3 и H2O) освобождают в мокрых электрофильтрах. Пары H2O поглощаются концентрированной серной кислотой в сушильных башнях. Затем смесь SO2 с воздухом проходит через катализатор (контактную массу) и окисляется до SO3:

SO2 + 1/2 O2 = SO3.

SO3 + H2O = H2SO4.

В зависимости от количества воды, поступившей в процесс, получается раствор серной кислоты в воде или олеум.
Посредством данного метода сейчас вырабатывается порядка 80% H2SO4 в мире.

Применение серной кислоты

Серная кислота может служить для очистки нефтепродуктов от сернистых, непредельных органических соединений.

В металлургии серная кислота применяется для удаления окалины с проволоки, а также листов перед лужением и оцинкованием (разбавленная), для травления разичных металлических поверхностей перед покрытием их хромом, медью, никелем и др. Также с помощью серной кислоты разлагают комплексные руды (в частности, урановые).

В органическом синтезе серная кислота концентрированная является необходимым компонентом нитрующих смесей, а также сульфирующим средством при получении многих красителей и лекарственных веществ.

Широко применяется серная кислота для производства удобрений, этилового спирта, искусственного волокна, капролактама, двуокиси титана, анилиновых красителей и целого ряда других химических соединений.

Серная кислота отработанная (отход) применяется в химической, металлургической, деревообрабатывающей и других отраслях промышленности Серная кислота аккумуляторная применяется в производстве свинцово-кислотных источников тока.

Свойства серной кислоты

Безводная серная кислота (моногидрат) представляет собой тяжелую маслянистую жидкость, которая смешивается с водой во всех соотношениях с выделением большого количества тепла. Плотность при 0 °С равна 1,85 г/см 3 . Она кипит при 296 °С и замерзает при - 10 °С. Серной кислотой называют не только моногидрат, но и водные растворы его (), а также растворы трехокиси серы в моногидрате (), называемые олеумом. Олеум на воздухе "дымит" вследствие десорбции из него. Чистая серная кислота бесцветна, техническая окрашена примесями в темный цвет.

Физические свойства серной кислоты, такие, как плотность, температура кристаллизации, температура кипения, зависят от ее состава. На рис. 1 представлена диаграмма кристаллизации системы. Максимумы в ней отвечают составу соединений или, наличие минимумов объясняется тем, что температура кристаллизации смесей двух веществ ниже температуры кристаллизации каждого из них.

Рис. 1

Безводная 100 %-ная серная кислота имеет сравнительно высокую температуру кристаллизации 10,7 °С. Чтобы уменьшить возможность замерзания товарного продукта при перевозке и хранении, концентрацию технической серной кислоты выбирают такой, чтобы она имела достаточно низкую температуру кристаллизации. Промышленность выпускает три вида товарной серной кислоты.

Серная кислота весьма активна. Она растворяет окислы металлов и большинство чистых металлов;вытесняет при повышенной температуре все другие кислоты из солей. Особенно жадно серная кислота соединяется с водой благодаря способности давать гидраты. Она отнимает воду от других кислот, от кристаллогидратов солей и даже кислородных производных углеводородов, которые содержат не воду таковую, а водород и кислород в сочетании Н:О = 2. дерево и другие растительные и животные ткани, содержащие целлюлозу, крахмал и сахар, разрушаются в концентрированной серной кислоте; вода связывается с кислотой и от ткани остается лишь мелкодисперсный углерод. В разбавленной кислоте целлюлоза и крахмал распадаются с образованием сахаров. При попадании на кожу человека концентрированная серная кислота вызывает ожоги.

Высокая активность серной кислоты в сочетании со сравнительно небольшой стоимостью производства предопределили громадные масштабы и чрезвычайное разнообразие ее применения (рис. 2). Трудно найти такую отрасль, в которой не потреблялась в тех или иных количествах серная кислота или произведенные из нее продукты.

Рис. 2

Крупнейшим потребителем серной кислоты является производство минеральных удобрений: суперфосфата, сульфата аммония и др. многие кислоты (например, фосфорная, уксусная, соляная) и соли производятся в значительной части при помощи серной кислоты. Серная кислота широко применяется в производстве цветных и редких металлов. В металлообрабатывающей промышленности серную кислоту или ее соли применяют для травления стальных изделий перед их окраской, лужением, никелированием, хромированием и т.п. значительные количества серной кислоты затрачиваются на очистку нефтепродуктов. Получение ряда красителей (для тканей), лаков и красок (для зданий и машин), лекарственных веществ и некоторых пластических масс также связано с применением серной кислоты. При помощи серной кислоты производятся этиловый и другие спирты, некоторые эфиры, синтетические моющие средства, ряд ядохимикатов для борьбы с вредителями сельского хозяйства и сорными травами. Разбавленные растворы серн6ой кислоты и ее солей применяют в производстве искусственного шелка, в текстильной промышленности для обработки волокна или тканей перед их крашением, а также в других отраслях легкой промышленности. В пищевой промышленности серная кислота применяется при получении крахмала, патоки и ряда других продуктов. Транспорт использует свинцовые сернокислотные аккумуляторы. Серную кислоту используют для осушки газов и при концентрировании кислот. Наконец, серную кислоту применяют в процессах нитрования и при производстве большей части взрывчатых веществ.

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:

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.

Окислительные свойства серной кислоты

– 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 .

Реакции будут идти вот так:

8Li + 5H 2 SO 4( конц .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S

4Mg + 5H 2 SO 4( конц .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O + H 2 S

8Al + 15H 2 SO 4( конц .) (t)→ 4Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S

• при взаимодействии H2SO4 (конц) с металлами в ряду напряжений после алюминия, но до железа , то есть с металлами со средней активностью сера восстанавливается до 0 :

3Mn + 4H 2 SO 4( конц .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O + S↓

2Cr + 4H 2 SO 4( конц .) (t)→ Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O + S↓

3Zn + 4H 2 SO 4( конц .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O + 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:

2 Fe + 6 H 2 SO 4(конц.) ( t )→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 SO 2

(обратите внимание, что железо окисляется до +3, до максимально возможной, высшей степени окисления, так как оно имеет дело с сильным окислителем)

Cu + 2H 2 SO 4( конц .) → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2

2Ag + 2H 2 SO 4( конц .) → Ag 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2

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 SO 2 . Нужно смотреть по ситуации и искать зацепки в условиях.

SO 2 – 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 SO 2:

C + 2H 2 SO 4( конц .) → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2

2P + 5H 2 SO 4( конц .) → P 2 O 5 + 5H 2 O + 5SO 2

Свежеобразованный оксид фосфора (V ) реагирует с водой, получается ортофосфорная кислота. Поэтому реакцию записывают сразу:

2P + 5H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O + 5SO 2

То же самое с бором, он превращается в ортоборную кислоту:

2B + 3H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2

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:

Сера 0 будет окисляться, а сера +6 будет восстанавливаться, то есть понижать степень окисления. Будет выделяться сернистый газ:

2 H 2 SO 4(конц.) + S → 3 SO 2 + 2 H 2 O

Но в случае с сероводородом:

Образуется и сера (простое вещество), и сернистый газ:

H 2 SO 4( конц .) + H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O

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:

CaCl 2 + H 2 SO 4( конц .) → CaSO 4 + 2HCl

CaF 2 + H 2 SO 4( конц .) → CaSO 4 + 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:

2H 2 SO 4( конц .) + 2NaBr → Na 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2 + Br 2

H 2 SO 4( конц .) + 2HBr → 2H 2 O + SO 2 + Br 2

5H 2 SO 4( конц .) + 8NaI → 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓

H 2 SO 4( конц .) + 8HI → 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓

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):

H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O

H 3 C–CH 2 –OH (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 2 C =CH 2 + H 2 O

Серная кислота H 2 SO 4 - одна из сильных двухосновных кислот. В разбавленном состоянии она окисляет почти все металлы, кроме золота и платины. Интенсивно реагирует с неметаллами и органическими веществами, превращая некоторые из них в уголь. При приготовлении раствора серной кислоты всегда надо её приливать к воде, а не наоборот, во избежание разбрызгивания кислоты и вскипания воды. При 10 °С затвердевает, образуя прозрачную стекловидную массу. При нагревании 100-процентная серная кислота легко теряет серный ангидрид (триокись серы SO 3) до тех пор, пока её концентрация не составит 98 %. Именно в таком состоянии её обычно и используют в лабораториях. В концентрированном (безводном) состоянии серная кислота - бесцветная, дымящаяся на воздухе (из-за паров), маслянистая жидкость с характерным запахом (Т кипения=338 °С). Она является очень сильным окислителем. Это вещество обладает всеми свойствами кислот:

Химические свойства серной кислоты

H 2 SO 4 + Fe → FeSO 4 + H 2 ;

2H 2 SO 4 + Cu → CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O - в этом случае кислота является концентрированной.

H 2 SO 4 + CuO → CuSO 4 + H 2 O

Получающийся раствор синего цвета - CuSO 4 - раствор медного купороса. Серную кислоту еще называют купоросным маслом , так как при реакциях с металлами и их оксидами образуются купоросы. Например, при химической реакции с железом (Fe) - образуется светло-зелёный раствор железного купороса.

Химическая реакция с основаниями и щелочами (или реакция нейтрализации)

H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Сернистая кислота (или правильнее сказать - раствор сернистого газа в воде) образует два вида солей: сульфиты и гидросульфиты . Эти соли являются восстановителями.

Н 2 SO 4 + NaOH → NaНSO 3 + Н 2 O - такая реакция протекает при избытке сернистой кислоты

Н 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 3 + 2Н 2 O - а эта реакция протекает при избытке едкого натра

Сернистая кислота обладает отбеливающим действием. Всем известно, что подобным действием обладает и хлорная вода. Но отличие заключается в том, что в отличии от хлора сернистый газ не разрушает красители, а образует с ними неокрашенные химические соединения!

Кроме основных свойств кислот сернистая кислота способна обесцвечивать раствор марганцовки по следующему уравнению:

5Н 2 SO 3 +2KMnO 4 → 2 Н 2 SO 4 +2MnSO 4 +K 2 SO 4 +Н 2 O

В этой реакции образуется бледно-розовый раствор, состоящий из сульфатов калия, марганца. Окраска обусловлена именно сульфатом марганца.

Сернистая кислота способна обесцветить бром

Н 2 SO 3 + Br 2 + Н 2 O → Н 2 SO 4 + 2HBr

В этой реакции образуется раствор, состоящий сразу из 2-х сильных кислот: серной и бромной.

Если хранить сернистую кислоту при доступе воздуха, то этот раствор окисляется и превращается в серную кислоту

2Н 2 SO 3 + O 2 → 2Н 2 SO 2