Химия Инфо

Серная кислота и сульфаты

Медь не выделяет водород из разбавленной серной кислоты, но реагирует с горячей концентрированной кислотой. Формула H2SO4 в обоих случаях одна, а условия и роль окислителя различаются. Поэтому в задачах о серной кислоте нужно читать не только названия реагентов, но и указания о концентрации и температуре.

Состав и кислотные свойства

Серная кислота H2SO4 — двухосновная кислородсодержащая кислота. Её соли — сульфаты и гидросульфаты. В H2SO4, HSO4− и SO42− сера имеет степень окисления +VI.

Двухосновность означает возможность отдать два протона при полной нейтрализации. Она не означает одинаковой силы обеих ступеней: первая в воде практически полная, вторая является равновесной. В развёрнутой записи учитывают гидратированные частицы; школьная сокращённая запись использует H+:

H2SO4 → H+ + HSO4−.

HSO4− ⇌ H+ + SO42−.

Вторая ступень зависит от состава раствора. Суммарная школьная схема с двумя H+ удобна для подсчёта реагентов при полной нейтрализации, но не является утверждением об одинаковой концентрации всех записанных ионов в любом растворе.

Кислота реагирует с подходящими основаниями и основными оксидами. Например, чёрный оксид меди(II) образует соль и воду:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

Полная и неполная нейтрализация

При соотношении один моль NaOH на один моль кислоты состав продукта формально отвечает гидросульфату натрия, а при двух молях — сульфату:

H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O.

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O.

Эти уравнения задают стехиометрический состав солей. В водном растворе присутствуют ионы и устанавливаются кислотно-основные равновесия. При промежуточном количестве щёлочи нельзя без расчёта назвать продукт только одной чистой солью. Для определения pH требуется больше сведений, чем одно молекулярное уравнение.

Разбавленная кислота и металлы

В обычной школьной модели разбавленная кислота реагирует с цинком с выделением водорода:

Zn + H2SO4(разб.) → ZnSO4 + H2↑.

Цинк окисляется до +II, а водород восстанавливается с +I до 0. Сера остаётся в степени +VI. Медь находится правее водорода в ряду активности и не вытесняет его из такой кислоты. Наличие растворённого кислорода или другого окислителя может изменить поведение системы, поэтому вывод относится к указанной простой модели.

Концентрированная кислота как окислитель

Концентрированную серную кислоту нельзя подставлять вместо разбавленной в схему выделения H2. В характерных реакциях восстанавливается сера кислоты; продукт зависит от восстановителя и условий.

Для меди при нагревании записывают:

Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O.

Медь отдаёт два электрона, а атом серы, переходящий в SO2, принимает два. Из двух атомов серы слева один остаётся в сульфате меди, другой восстанавливается с +VI до +IV. Поэтому нельзя считать, что вся израсходованная кислота превратилась в газ.

SO2 не является универсальным продуктом любой реакции концентрированной кислоты: при других восстановителях возможны иные продукты восстановления серы. Холодная концентрированная кислота способна пассивировать железо, алюминий и хром: защитная поверхность тормозит реакцию. Это свойство имеет границы и не означает устойчивости металла к кислоте при любой температуре и концентрации.

Вода, концентрация и безопасность

Концентрированная кислота — тяжёлая малолетучая жидкость, способная поглощать воду. Её смешение с водой сопровождается сильным выделением теплоты. Порядок разбавления в лаборатории — кислоту вводят в воду с охлаждением и перемешиванием, а не воду в концентрированную кислоту; работу выполняют по инструкции учителя с защитой глаз и кожи.

Водоотнимающее действие и окислительные свойства — разные характеристики. Потемнение органического материала при контакте не следует описывать одним универсальным уравнением «сгорания». Сила кислоты также не тождественна массовой доле: разбавление меняет концентрацию, но не превращает серную кислоту в другое соединение.

Сульфаты и их распознавание

Na2SO4 и CuSO4 растворимы в воде; BaSO4 практически нерастворим, а CaSO4 малорастворим. Растворимость проверяют по таблице для заданных условий. В качественной реакции на сульфат-ионы используют образование белого BaSO4 в подкисленной соляной кислотой пробе:

Ba2+ + SO42− → BaSO4↓.

Подкисление помогает отличить эту реакцию от осаждения карбоната бария, который растворяется в разбавленной кислоте с выделением CO2. Саму серную кислоту для предварительного подкисления использовать нельзя: она внесёт определяемые сульфат-ионы. В сложной смеси учитывают мешающие компоненты; белый осадок без проверки среды ещё не доказывает наличие именно сульфата.

Промышленное получение

В контактном производстве получают SO2, затем окисляют его кислородом на ванадийсодержащем катализаторе. Последнюю стадию суммарно выражают соединением SO3 с водой:

2SO2 + O2 ⇌ 2SO3.

SO3 + H2O → H2SO4.

Это описание химического результата. На установке SO3 поглощают циркулирующей концентрированной кислотой с контролем воды и теплоотводом: прямое поглощение чистой водой затруднено образованием кислотного тумана. Кислоту используют в производстве удобрений, других химических продуктов и при обработке металлов.

Три разобранных примера

1. Масса щёлочи

Для полной нейтрализации 20,0 г раствора с массовой долей H2SO4 9,8% найдём массу чистого NaOH. Используем школьные молярные массы 98 и 40 г/моль.

m(H2SO4) = 20,0 · 0,098 = 1,96 г; n = 1,96/98 = 0,020 моль.

n(NaOH) = 2 · 0,020 = 0,040 моль; m(NaOH) = 0,040 · 40 = 1,60 г.

Для получения формально одного гидросульфата потребовалось бы вдвое меньше щёлочи. Условие полной нейтрализации определяет коэффициент 2.

2. Медь и горячая концентрированная кислота

Пусть 6,4 г Cu полностью превратились по приведённому уравнению, кислота в избытке. При M(Cu) = 64 г/моль:

n(Cu) = 6,4/64 = 0,10 моль; n(SO2) = 0,10 моль; n(H2SO4) = 0,20 моль.

Расход чистой кислоты составляет 19,6 г, а не 9,8 г. Это масса израсходованного H2SO4, а не всего раствора и не его избытка.

3. Масса осадка

В 100 г раствора содержится 7,1% Na2SO4. Сульфат полностью осадили избытком растворимой соли бария. При M(Na2SO4) = 142 и M(BaSO4) = 233 г/моль:

n(SO42−) = 7,1/142 = 0,050 моль; m(BaSO4) = 0,050 · 233 = 11,65 г.

Осадок тяжелее исходного сульфата натрия: в него вошёл барий из второго раствора. Закон сохранения массы относится ко всей системе.

Перед расчётом определите условия, продукт и коэффициенты. Масса кислоты в растворе, масса раствора и масса израсходованной кислоты — разные величины.

Пять заданий

  1. Найдите степень окисления S в HSO4−.
  2. Какую соль формально получают из 0,10 моль H2SO4 и 0,20 моль NaOH?
  3. Почему уравнение реакции Cu с горячей концентрированной кислотой не содержит H2?
  4. Из раствора количественно получили 2,33 г BaSO4. Сколько молей сульфат-ионов было в пробе? Примите M = 233 г/моль.
  5. Можно ли подкислять пробу H2SO4 перед поиском сульфат-ионов?

Ответы с объяснениями

  1. +VI: сумма равна заряду иона.

    (+1) + x + 4 · (−2) = −1; x = +6.

  2. Na2SO4: на один моль кислоты даны два моля NaOH, то есть достаточно для полной нейтрализации.

  3. В рассмотренном превращении окислитель восстанавливается по сере: S(+VI) переходит в S(+IV) в SO2. Медь не вытесняет водород по схеме разбавленной кислоты.

  4. Каждый моль осадка содержит один моль сульфат-ионов:

    n(SO42−) = 2,33/233 = 0,010 моль.

  5. Нет: такая кислота сама внесёт сульфат. В описанной пробе применяют соляную кислоту и учитывают возможные помехи.

Связанные темы и источники

Повторите кислоты, окисление и восстановление и таблицу растворимости.

Проверка свойств: учебные материалы химического факультета МГУ; кислотные равновесия: OpenStax, сила кислот и оснований; промышленный процесс: The Essential Chemical Industry; опасные свойства: NIOSH, Sulfuric acid.