Серная кислота и сульфаты

9 заданий

Разбавленная и концентрированная кислота

Серную кислоту называют «кровью химической промышленности»: её производят больше, чем почти любой другой химический продукт, — около 250 млн т в год. По потреблению серной кислоты когда-то судили о промышленной мощи страны. Свойства кислоты зависят от её концентрации. Разбавленная серная кислота прежде всего проявляет кислотные свойства; в реакциях с металлами окислителем служат ионы водорода. Концентрированная кислота, кроме того, отнимает воду у многих веществ и является сильным окислителем.

При разбавлении серной кислоты выделяется много теплоты, поскольку кислота взаимодействует с водой с образованием гидратов \(\ce{H2SO4*nH2O}\). Поэтому порядок смешения имеет значение.

errorБезопасное разбавление серной кислоты

Если наливать воду в тяжёлую концентрированную кислоту, первые капли воды могут вскипеть на её поверхности и разбрызгать кислоту. Кислоту следует вливать тонкой струйкой в воду при перемешивании.

Водоотнимающим действием называют способность концентрированной серной кислоты связывать воду и отнимать её у других веществ. Например, при действии кислоты сахар превращается в чёрную пористую массу, известную как «угольная змея»: \(\ce{C12H22O11 ->[H2SO4 (конц)] 12C + 11H2O}\) Смесь при этом разогревается. Часть образовавшегося угля окисляется кислотой с выделением \(\ce{SO2}\); газы и водяной пар делают уголь пористым. По той же причине концентрированная кислота обугливает бумагу и дерево.

Концентрированная серная кислота также является окислителем: сера в её составе имеет степень окисления +6 и может принимать электроны. Продукт восстановления серы зависит от вещества, вступающего в реакцию с кислотой. Например, при взаимодействии с медью, углеродом, серой и бромоводородом образуется диоксид серы, а в приведённых ниже реакциях с иодоводородом и цинком — сероводород.

scienceОкислительные реакции концентрированной серной кислоты

\(\ce{Cu + 2H2SO4 ->[t] CuSO4 + SO2 ^ + 2H2O}\) — при нагревании кислота окисляет медь.
\(\ce{C + 2H2SO4 ->[t] CO2 + 2SO2 + 2H2O}\) — при нагревании кислота окисляет углерод.
\(\ce{S + 2H2SO4 ->[t] 3SO2 + 2H2O}\) — при нагревании кислота окисляет серу.
\(\ce{2HBr + H2SO4 -> Br2 + SO2 + 2H2O}\); \(\ce{8HI + H2SO4 -> 4I2 + H2S + 4H2O}\) — кислота окисляет бромоводород до брома, а иодоводород до иода.
\(\ce{4Zn + 5H2SO4 -> 4ZnSO4 + H2S + 4H2O}\) — при взаимодействии с активным металлом сера может восстановиться до сероводорода.

Однако на холоду концентрированная серная кислота почти не взаимодействует с железом, алюминием и хромом. На поверхности этих металлов образуется защитная плёнка, препятствующая дальнейшей реакции. Это явление называют пассивацией.

Сульфаты и купоросы

Сульфаты — соли серной кислоты. Некоторые из них содержат воду в составе кристаллов; такие соединения называют кристаллогидратами. К ним относятся купоросы — кристаллогидраты сульфатов металлов, ионы которых имеют заряд +2:

Медный купорос \(\ce{CuSO4*5H2O}\) имеет синий цвет.
Железный купорос \(\ce{FeSO4*7H2O}\) имеет зелёный цвет.
Цинковый купорос \(\ce{ZnSO4*7H2O}\) имеет белый цвет.

Другую группу кристаллогидратов составляют квасцы — двойные сульфаты общей формулы \(\ce{M^{I}M^{III}(SO4)2*12H2O}\). Они содержат катионы двух видов: однозарядные и трёхзарядные. К квасцам относятся алюмокалиевые \(\ce{KAl(SO4)2*12H2O}\), фиолетовые хромокалиевые и железоаммонийные.

Среди других важных сульфатов — глауберова соль \(\ce{Na2SO4*10H2O}\), которую Иоганн Глаубер в 1625 году назвал «чудесной солью»; английская, или горькая, соль \(\ce{MgSO4*7H2O}\); гипс \(\ce{CaSO4*2H2O}\) и барит \(\ce{BaSO4}\).

history_eduКупоросное масло

В Средние века серную кислоту получали из железного купороса. Сначала из него удаляли кристаллизационную воду, а затем прокаливали безводную соль: \(\ce{2FeSO4 ->[t] Fe2O3 + SO2 + SO3}\). Образовавшийся оксид серы(VI) взаимодействовал с водой: \(\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}\). Кислоту называли «купоросным маслом». Старое название олеума — «нордгаузенская кислота» — связано с городом, где его производили.

Поведение сульфатов при нагревании различается. Кристаллогидраты сначала теряют воду, а некоторые безводные сульфаты при дальнейшем нагревании разлагаются. Напротив, сульфаты натрия и калия не разлагаются даже при плавлении.

scienceТермическое разложение сульфатов

\(\ce{CuSO4*5H2O ->[t] CuSO4 + 5H2O}\) (ступенчато); \(\ce{2CuSO4 ->[800 °C] 2CuO + 2SO2 + O2}\) — медный купорос ступенчато теряет воду, после чего безводная соль разлагается при сильном нагревании.
\(\ce{2FeSO4 ->[t] Fe2O3 + SO2 + SO3}\) — при разложении сульфата железа(II) железо окисляется, а часть серы восстанавливается.
\(\ce{2CaSO4*2H2O ->[150 °C] 2CaSO4*0{,}5H2O + 3H2O}\) — при нагревании гипса образуется алебастр; при смешении с водой он вновь схватывается в гипс.
\(\ce{Na2SO4}\) и \(\ce{K2SO4}\) — эти сульфаты не разлагаются даже при плавлении.

Гидросульфаты и пиросульфаты

Гидросульфаты — кислые соли серной кислоты. Раствор \(\ce{NaHSO4}\) имеет кислую среду, поскольку ион \(\ce{HSO4-}\) способен отдавать ион водорода; как отмечалось в уроке 62, этот ион, отвечающий второй ступени диссоциации серной кислоты, является кислотой средней силы. Твёрдый гидросульфат натрия используют в чистящих средствах как «сухую кислоту».

При нагревании гидросульфаты теряют воду и образуют пиросульфаты, или дисульфаты. В составе пиросульфат-иона атомы серы соединены через атом кислорода связью S–O–S:

\[\ce{2NaHSO4 ->[t] Na2S2O7 + H2O}\]

При более сильном нагревании пиросульфат отщепляет \(\ce{SO3}\): \(\ce{Na2S2O7 ->[t] Na2SO4 + SO3}\).

boltСплавление с пиросульфатом

Многие прокалённые оксиды, в том числе \(\ce{Fe2O3}\), \(\ce{Al2O3}\) и \(\ce{TiO2}\), плохо растворяются в кислотах. Поэтому при анализе их сплавляют с \(\ce{K2S2O7}\). Выделяющийся при нагревании \(\ce{SO3}\) переводит оксиды в сульфаты: \(\ce{Fe2O3 + 3K2S2O7 ->[t] Fe2(SO4)3 + 3K2SO4}\) Полученный плав растворяется в воде.

Гидросульфаты проявляют свойства кислых солей: они образуются при неполном замещении водорода в серной кислоте и вступают в реакции со щелочами и карбонатами.

scienceКислые соли серной кислоты

\(\ce{NaCl + H2SO4 (конц) -> NaHSO4 + HCl ^}\) — при взаимодействии хлорида натрия с концентрированной серной кислотой образуется гидросульфат натрия.
\(\ce{NaHSO4 + NaOH -> Na2SO4 + H2O}\) — при взаимодействии гидросульфата со щёлочью образуется средняя соль.
\(\ce{2NaHSO4 + Na2CO3 -> 2Na2SO4 + CO2 ^ + H2O}\) — гидросульфат как достаточно сильная кислота вытесняет из карбоната угольную кислоту, которая разлагается с выделением углекислого газа.

push_pinГлавное

Разбавленная \(\ce{H2SO4}\) — сильная двухосновная кислота; для второй ступени диссоциации \(K_{a2} = 0{,}012\). В её реакциях с металлами окислителем служат ионы \(\ce{H+}\). Концентрированная кислота (96–98 %) отнимает воду у веществ и является окислителем за счёт серы в степени окисления +6: в реакциях с медью, углеродом, серой и \(\ce{HBr}\) она восстанавливается до \(\ce{SO2}\), а в зависимости от восстановителя может образоваться также \(\ce{S}\) или \(\ce{H2S}\); пример образования сероводорода — реакция с \(\ce{HI}\) или активным металлом. На холоду концентрированная кислота пассивирует Fe, Al и Cr. При разбавлении кислоту вливают в воду. Купоросы представляют собой кристаллогидраты сульфатов, например \(\ce{CuSO4*5H2O}\) и \(\ce{FeSO4*7H2O}\); к двойным сульфатам относятся квасцы \(\ce{KAl(SO4)2*12H2O}\). При сильном нагревании некоторые сульфаты разлагаются с образованием оксидов металлов и \(\ce{SO3}\)/\(\ce{SO2}\), а гидросульфаты сначала образуют пиросульфаты.

Закрепите теорию: 9 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.