26. Свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты (реакции с металлами и неметаллами). Представление о строении и химических свойствах других серосодержащих кислот.

1.Серная кислота - это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кисло­та в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду и перемешивать раствор.

Раствор серной кислоты в воде с содержанием Н₂SО₄ менее 70% называется разбавленной серной кислотой. Раствор серной кислоты в воде с содержанием Н₂SО₄ более 70% обычно - концентрированная серная кислота.

Химические свойства

Кислотно-основные свойств. Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Ее диссоциация (ионизация) выражается следующим уравнением: H₂SO₄ ↔ 2Н⁺ + SO^2-₄. Разбавленная серная кислота реагирует:

а) с основными оксидами: MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + Н₂О;

б) с основаниями: H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2Н₂О;

в) с солями: H₂SO₄ + ВаС1₂ = BaSO₄↓ + 2HC1

SO₄^2-+Ba²⁺=BaSO₄↓ Это качественная реакция на сульфат-ион. (белого осад­ка BaSO₄)

Окислительно-восстановительные свойства.

Н⁺ - окислитель, 2Н⁺ + 2е^- → Н₂⁰↑

В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода. При этом образуются сульфаты металлов и выделяется водород: Zn +H₂SO₄=ZnSO₄+ H₂↑

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряже­ний находятся после водорода (Сu, Ag, Hg, Аu), не реаги­руют с разбавленной серной кислотой: Сu + H₂SO₄ р ≠

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет мно­гие металлы, неметаллы и некоторые органические вещества.

При взаимодействии концентрированной серной кисло­ты с металлами, которые в электрохимическом ряду напря­жений находятся после водорода (Сu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления сер­ной кислоты — SO₂.

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентриро­ванная серная кислота может восстанавливаться до свобод­ной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависи­мости от концентрации кислоты одновременно могут обра­зовываться различные продукты восстановления серной кислоты — SO₂, S, H₂S: _{+6 +2 +4 +6 +2}

Zn° + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O /// 3Zn° + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S°↓ + 4H₂O

_{+6 +2 -2}

4Zn° + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

На холоду концентрированная серная кислота пассиви­рует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах: Fe + H₂SO₄ конц. ≠ (на холоду)

Концентрированная серная кислота H₂SO₄ окисляет не­которые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO₂:

_{+6 +4 +6 +4}

S° + 2H₂SO₄ конц.= 3SO₂↑ + 2H₂O /// С⁰ + 2H₂SO₄ конц.= 2SО₂↑ + СО₂↑ + 2Н₂О

S⁺⁶ – окислитель ; ///S⁺⁶ +8е^-→S^-2 ; S⁺⁶ +6е^-→S⁰ ; S⁺⁶ +2е^-→S⁺⁴///

Используют в химической промышленности для получения красителей, минеральных удобрений, взрывчатых веществ, искусственного шелка, солей, глюкозы, кислот, для очистки нефтепродуктов, для осушки газов, для получения удобрений, различных красителей, при производстве СМС, пластмасс, тканей и лекарственных пр-ов. в качестве водоотнимающего средства. Электролит в автоаккумуляторах.

2.Сероводородная кислота — является слабой двухосновной кислотой, поэтому диссоци­ирует ступенчато: H₂S ↔ Н⁺ + HS^– // HS^– ↔ Н⁺ + S^2–

Сероводородная кислота имеет все общие свойства кис­лот. Она реагирует с:

а) основными оксидами // H₂S + СаО = CaS + Н₂О

б) основа­ниями // H₂S + NaOH ↔NaHS + Н₂О // H₂S + 2NaOH ↔ Na₂S + 2H₂O в) солями // CuSO₄ + H₂S = CuS + H₂SO₄ // Cu²⁺ + H₂S = CuS↓ + 2H⁺

г) металлами: // Ca + H₂S = CaS + H₂↑.

д) вОВР H₂S–вос-ль:H₂S+O₂,+ Вr₂,+КМпО₄:H₂S+2KMnO₄+3H₂SO₄=K₂SO₄+2MnSO₄+5S⁰↓+8Н₂О

Сероводородная кислота окисляется не только сильны­ми окислителями, такими как кислород, галогены, перманганат калия, но и более слабыми, например солями железа (III), сернистой кислотой и т. д.: 2FeCl₃ + H₂S→2FeCl₂ + S°↓ + 2HC1 ;H₂SO₃ + 2H₂S = 3S°↓+ 3H₂O

Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: PbS и CuS — черную, CdS — желтую, ZnS, MgS — белую, MnS — розовую. Это свойство их используется в аналитической химии для открытия катионов.

Качественной реакцией Na₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓+ 2NaNO₃ (осадок черного цвета)

Применение Сероводородная вода издавна при­меняется в медицине для лечения ревматизма и кожных заболеваний. Пестициды в сельском хозяйстве.

3.Сернистая кислота H₂SO₃ — очень непрочное соединение.

Раствор сернистой кислоты поглощая из воздуха кислород, медлен­но окисляется в серную кислоту: 2H₂SO₃ + О₂ = 2H₂SO₄

Сернистая кислота — хороший восстановитель. Свободные галогены восстанавливаются ею в галогеноводороды: H₂SO₃ + С1₂ + Н₂О = H₂SO₄ + 2HCI

Может играть роль окислителя. H₂SO₃ + H₂S = 3S↓ + 3H₂O

Будучи двухосновной, сернистая кислота образует два ряде солей. Средние соли называются сульфитами, кислые гидросульфитами. 4Na₂SO₃ = Na₂S + 3Na₂SO₄

Сульфиты калия и натрия применяются для отбеливания неко­торых материалов, в текстильной промышленности при крашения тканей, в фотографии. Раствор Са (HSO₃)₂ (эта соль существует только в растворе) применяется для переработки древесины в сульфитную целлюлозу, из которой получают потом получают бумагу.

3 .Тиосерная кислота. H₂S₂O₃ , неустойчива. Уже при комнатной темпера­туре она распадается. /// H₂S₂O₃ = H₂O + SO₂↑ + S↓. Значительно устойчивее ее соли — тиосульфаты. Из них наиболее употребителен тиосульфат натрия Na₂S₂O₃·5H₂O.

При добавлении к раствору тиосульфата натрия какой-нибудь кислоты, появляется запах диоксида серы и через некоторое время жидкость становится мутной от выделившейся серы. /// Na₂S₂O₃ + 2HC1 = H₂S₂O₃ + 2NaCl

Na₂S₂O₃ – в ОВР вос-ль. /// Na₂S₂O₃ + 4С1₂ + 5Н₂О = 2H₂SO₄ + 2NaCl + 6HC1

Иначе протекает окисление тиосульфата натрия менее силь­ными окислителями. Под действием, например, иода тиосульфат натрия окисляется до соли тетратионовой кислоты H₂S₄O₆: I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆