Урок №14. Серный ангидрид и серная кислота

Повторите темы уроков 9 класса:

• Оксид серы (VI). Серная кислота и её соли

• Окислительные свойства концентрированной серной кислоты

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость, «дымит» на воздухе, поглощая пары воды.

Способы получения

Оксид серы (VI) получают в реакциях окисления:

2SO₂ + O₂ ←^{P; T; V}₂^O₅→ 2SO₃ + Q

SO₂ + O₃ = SO₃ + O₂

SO₂ + NO₂ = SO₃ + NO

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

2. Серный ангидрид – типичным кислотный оксид, взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

SO₃ + 2NaOH_{(избыток)} = Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + NaOH_{(избыток)} = NaHSO₄

SO₃ + MgO =^t= MgSO₄

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель:

SO₃ + 2HBr = Br₂ + SO₂ + H₂O

SO₃ + 2KI = I₂ + K₂SO₃

3SO₃ + H₂S = 4SO₂ + H₂O

5SO₃ + 2P = P₂O₅ + 5SO₂

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄

nSO₃ + H₂SO₄ = H₂SO₄·nSO₃

РЕАКЦИИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

Химические свойства разбавленной серной кислоты

H₂SO₄ - сильная двухосновная кислота, водный раствор изменяет окраску индикаторов (лакмус и универсальный индикатор краснеют)

1) Диссоциация протекает ступенчато:

H₂SO₄→ H⁺ + HSO₄^-

(первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

HSO₄^- → H⁺ + SO₄^2-

(вторая ступень, образуется сульфат – ион)

H₂SO₄ образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)

2) Взаимодействие с металлами:

Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб) → Zn⁺²SO₄ + H₂⁰↑

Zn⁰ + 2H⁺ → Zn²⁺ + H₂⁰↑

3) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

CuO + 2H⁺ → Cu²⁺ + H₂O

4) Взаимодействие с основаниями:

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O

(реакция нейтрализации)

H⁺ + OH^- → H₂O

Если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H₂SO₄ + NaOH → NaНSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + Cu(OH)₂ → CuSO₄ + 2H₂O

2H⁺ + Cu(OH)₂ → Cu²⁺ + 2H₂O

5) Обменные реакции с солями:

Серная кислота – сильная нелетучая кислота, вытесняет из солей другие менее сильные кислоты:

MgCO₃ + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O + CO₂↑

MgCO₃ + 2H⁺ → Mg²⁺ + H₂O + CO₂­↑

Н₂SO₄ + 2NaHCO₃ = Na₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

H₂SO₄ + Na₂SiO₃ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃↓

NaCl _(тв.) + H₂SO_{4 (конц.)} = NaHSO₄ + HCl↑

NaNO_{3 (тв.)} + H₂SO_{4 (конц.)} = NaHSO₄ + HNO₃↑

Качественная реакция на сульфат-ион

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Образование белого осадка BaSO₄ (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

Видео "Качественная реакция на сульфит- и сульфат-ионы"

6) Реагирует с аммиаком

H₂SO₄ + NH₃ = NH₄HSO₄

Химические свойства концентрированной серной кислоты

1. С водой образуются гидраты:

H₂SO₄ + nH₂O = H₂SO₄·nH₂O + Q

Органические вещества обугливаются!

Например, сахароза:

2H₂SO₄ + C = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

2. Серная кислота окисляет неметаллы

неМе + H₂SO₄(конц.) = H₂O + SO₂ + Кислотный гидроксид

, где степень окисления неметалла – высшая

C + 2H₂SO₄ = 2H₂O + CO₂ + 2SO₂

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂ + 2H₂O

2P + 5H₂SO₄ = 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O

3. Взаимодействие серной кислоты с металлами

H₂SO₄ (конц.) + Me =^t= соль + H₂O + Х

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 образуется газа SO₂:

6H₂SO_{4 (конц.)} + 2Fe =^t= Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

6H₂SO_4(конц.) + 2Al =^t= Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

2H₂SO_{4 (конц.)} + Cu = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_{4 (конц.)} + Hg = HgSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_{4 (конц.)} + 2Ag = Ag₂SO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

3Mg + 4H₂SO₄ = 3MgSO₄ + S + 4H₂O

При взаимодействии со щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

5H₂SO_{4 (конц.)} + 4Zn = 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

4. Взаимодействие с восстановителями

Концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород при комнатной температуре:

3H₂SO_{4 (конц.)} + 2KBr = Br₂↓ + SO₂↑ + 2KHSO₄ + 2H₂O

5H₂SO_{4 (конц.)} + 8KI = 4I₂↓ + H₂S↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

H₂SO_{4 (конц.)} + 3H₂S = 4S↓ + 4H₂O

• Следует быть осторожнее с сульфатами железа (II) и хрома (II), эти металлы при наличии окислителя склонны окисляться до степени окисления +3, а тут как раз выделяется кислород:

4FeSO₄ =^t= 2Fe₂O₃ + 4SO₂ + O₂

• Так как оксиды тяжёлых и благородных металлов разлагаются сами, разложение их сульфатов следует записывать до металла:

Ag₂SO₄ =^t= 2Ag + SO₂ + O₂

HgSO₄ =^t= Hg + SO₂ + O₂

2) Сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями, восстанавливаясь до сульфидов.

CaSO₄ + 4C = CaS + 4CO

3) Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты

Na₂SO₄ ∙ 10H₂O − глауберова соль

CaSO₄ ∙ 2H₂O − гипс

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Na₂CO₃ ∙ 10H₂O − кристаллическая сода