Химические свойства серной кислоты
- При взаимодействии H2SO4(конц.) со слабыми восстановителями:
1) неметаллами: S, P, C,
2) средне- и малоактивными металлами: Fe, Cu, Ag,
3) сложными веществами: например, H2S, сульфидами металлов, солями Fe2+ и т.д.)
образуется соль, SO2 и H2O.
- При взаимодействии H2SO4(конц.) с сильными восстановителями:
1) активными металлами: Li-Zn,
2) некоторыми сложными веществами: например, HI, KI
образуется соль, H2S (или S) и H2O (но образование SO2 также возможно в избытке конц. серной кислоты).
1. Примеры взаимодействия серной кислоты с простыми веществами:
4Zn + 5H2SO4(конц.) → 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O (возможно образование SO2 и S, так как Zn - хороший восстановитель)
2Fe + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O (только при нагревании)
2Al + 6H2SO4(конц.) → Al2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O (только при нагревании, В.В.Еремин, стр 359, Углубленный курс подготовки)
Al, Cr, Fe пассивируются холодной концентрированной серной кислотой (т.е. покрываются оксидной пленкой, препятствующей дальнейшей реакции). Реакции идут только при нагревании.
Концентрированная серная кислота окисляет даже слабые металлы, но кроме золота и платины, например:
2Ag + 2H2SO4(конц.) → Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2O.
В реакциях с неметаллами образуются соответствующие кислоты:
C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2↑ + 2H2O (t)
S + H2SO4(конц.) → 3SO2↑ + 2H2O (t)
2P + 5H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O (t).
2. Примеры взаимодействия серной кислоты со сложными веществами:
1. Из галогеноводородов концентрированная серная кислота может окислить только ионы Br– и I– :
HF + H2SO4(конц.) → реакция не идет
HCl + H2SO4(конц.) → реакция не идет
2HBr + H2SO4(конц.) → Br2 + SO2↑ + 2H2O
8HI + H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S↑ + 4H2O
Хлорид-ионы серной кислотой не окисляются:
2CrCl2 + 4H2SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + SO2↑ + 4HCl + 2H2O
2NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) → Na2SO4 + 2HCl↑ или
NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) → NaHSO4 + HCl↑.
2. Соли меди (I), хрома (II) и железа (II) и бромиды восстанавливают серную кислоту до SO2, тогда как йодиды активных металлов и HI до H2S, так как последние проявляют более выраженные восстановительные свойства:
2CuI + 4H2SO4(конц.) → 2CuSO4 + I2 + 2SO2↑ + 4H2O
2FeI2 + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 2I2 + 3SO2↑ + 6H2O
2FeS2 + 14H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 15SO2↑ + 14H2O
2FeSO4 + 2H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + SO2↑ + 2H2O
2CrCl2 + 4H2SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + SO2↑ + 4HCl + 2H2O
2KBr + 2H2SO4(конц.) → K2SO4 + Br2 + SO2↑ + 2H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4K2SO4 + 4I2 + H2S↑ + 4H2O или
8KI + 9H2SO4(конц.) → 8KHSO4 + 4I2 + H2S↑ + 4H2O
8HI + H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S↑ + 4H2O.
3. С концентрированной серной кислотой сероводород и сульфиды реагируют с образованием SO2, аналогично реакции кислоты с серой:
S + H2SO4(конц.) → 3SO2↑ + 2H2O (t)
H2S + 3H2SO4(конц.) → 4SO2↑ + 4H2O (t)
2FeS + 10H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 9SO2↑ + 10 H2O
K2S + 4H2SO4(конц.) → K2SO4 + 4SO2↑ + 4H2O
В этой реакции сульфид-ион окисляется до SO2: S–2 -6e → S+4.
Часть сульфат-ионов восстанавливается также до SO2 и часть остается для образования соли K2SO4.
Эти реакции называются реакциями сопропорционирования, в которых атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления, приобретают одну промежуточную степень окисления. Подробно разбираем электронный баланс и расстановку коэффициентов в таких реакциях на этой странице.
4. H2SO4(конц.) реагирует с твёрдыми солями, если образуются летучие кислоты (HF, HCl, HNO3):
KF(тв.) + H2SO4(конц.) → KHSO4 + HF↑
NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) → NaHSO4 + HCl↑
NaNO3(тв.) + H2SO4(конц.) → NaHSO4 + HNO3↑
В этих реакциях возможно образование средних солей.
HBr и HI таким образом получить не удаётся, так как они окисляются концентрированной серной кислотой:
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S↑ + 4K2SO4 + 4H2O
2KBr + 2H2SO4(конц.) → Br2 + SO2↑ + K2SO4 + 2H2O.
Сернистый газ также можно получать в результате взаимодействия твёрдой соли Na2SO3 с концентрированной серной кислотой:
Na2SO3(тв.) + H2SO4(конц.) → Na2SO4 + SO2↑ + H2O.