Химические свойства

Важнейшим свойством H₂SO₄ является взаимодействие с металлами. Это окислительно-восстановительная реакция. В роли восстановителя в ней всегда выступают атомы металлов. А в роли окислителя в зависимости от концентрации кислоты могут выступать или ионы Н⁺, образующие при диссоциации молекул кислоты (для разбавленных водных растворов) или вся молекула кислоты (если H₂SO₄ взята в концентрированном виде).

Разбавленная H₂SO₄ в связи с этим взаимодействует только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода. При этом выделяется Н₂ и образуется соль:

Zn + H₂SO_{4 (разбавл.)} = ZnSO₄ + H₂ ↑

Mg + H₂SO_{4 (разбавл.)} = MgSO₄ + H₂ ↑

2Al + 3H₂SO_{4 (разбавл.)} = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂ ↑

Реакции эти протекают с большой скоростью, т.к. серная кислота является сильным электролитом и поэтому концентрация ионов Н⁺ (т.е. окислителя) в растворе будет высокой.

Металлы, которые могут проявлять различные степени окисления (Fe, Cr, Ni) разбавленной H₂SO₄ окисляются до низшей из них:

Fe + H₂SO_{4 (разбавл.)} = SO₄ + H₂

Cr + H₂SO_{4 (разбавл.)} = SO₄ + H₂

Концентрированная H₂SO₄, в отличие от разбавленной, взаимодействует со всеми металлами, как стоящими в ряду напряжений до Н₂, так и после (кроме некоторых благородных металлов: Au, Pt). При этом Н₂ не выделяется, а образуется соль, Н₂О и соответствующий продукт восстановления молекул кислоты: Н₂S, S или SO₂. Что именно будет получаться в каждом конкретном случае зависит, в первую очередь, от активности металла, температуры реакции, концентрации кислоты. Так, например, с наиболее активными металлами (щелочными, щелочноземельными), металлами средней активности чаще всего выделяется Н₂S или S:

8Na + 5H₂SO₄ конц. = 4Na₂SO₄ + 4H₂O + H₂S ↑

3Zn + 4H₂SO₄(конц.) = 3ZnSO₄ + 4H₂О + S ↓

Хотя при этом могут одновременно образовываться в разных количествах и другие продукты. Поэтому практического значения эти реакции не имеют.

С неактивными металлами (стоящими в ряду напряжений после Н₂) образуется SO₂:

Сu + 2H₂SO_4(конц.) = CuSO₄ + 2H₂О + SO₂ ↑

На некоторые металлы (Fe, Al, Cr и т.д.) H₂SO_{4 (конц.)} при обычных условиях и на холоде не действует из-за эффекта пассивации. Однако при достаточно сильном нагревании реакция становится возможной:

2Al + 4H₂SO_{4 (конц.}) = Al₂(SO₄)₃ + SO₂ + 2H₂O

При этом, как правило, образуется SO₂, а Cr и Fe окисляются до +3.

Серная кислота (концентрированная и разбавленная) взаимодействует с оксидами металлов (как стоящих в ряду напряжений до Н₂, так и после), образуя соль и Н₂О:

H₂SO₄ + СuO = CuSO₄ + H₂O

H₂SO_{4 (конц.)} + Na₂O = Na₂SO₄ + H₂O

3H₂SO₄ + Fe₂O₃ = Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Серная кислота взаимодействует с основаниями (растворимыми и нерастворимыми), образуя соль и Н₂О:

Сu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

С растворами щелочей H₂SO₄ взаимодействует в 2 стадии:

1. вначале образуется кислая соль:

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

2. затем, если щёлочь взята в избытке, реакция идет дальше, с образованием средней соли:

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

cуммарное 2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

уравнение

Серная кислота в растворе реагирует с NH₃, образуя сульфат аммония, причем реакция протекает ступенчато:

1. NH₃ + H₂SO₄ = NH₄HSO₄

2. NH₄HSO₄ + NH₃ = (NH₄)₂SO₄

суммарное H₂SO₄ + 2NH₃ = (NH₄)₂SO₄

уравнение

Серная кислота может вытеснять из водных растворов солей слабые кислоты:

H₂SO₄ + Na₂S = Na₂SO₄ + H₂S↑

H₂SO₄ + K₂SiO₃ = K₂SO₄ + H₂SiO₃↓

H₂SO₄ + K₂CO₃ = K₂SO₄ + H₂CO₃

Концентрированная H₂SO₄ может вытеснить из сухих твердых солей более летучие сильные и слабые кислоты:

H₂SO_{4 (конц.)} + KF = KHSO₄ + HF↑

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

KNO_{3 (тв.)} + H₂SO_{4 (конц.)} = HNO₃ + KHSO₄

В приведенных реакциях при обычных условиях или умеренном нагревании образуются кислые соли серной кислоты, при сильном нагревании – средние соли. Таким способом нельзя получить HBr, HI, H₂S, так как эти соединения окисляются концентрированной H₂SO₄.

Качественной реакцией на серную кислоту и ее соли в водных растворах является взаимодействие с растворимыми солями бария. В сокращенном ионном виде эта реакция записывается так:

SO₄^2- + Ba²⁺ = BaSO₄ ↓

При этом образуется белый осадок, нерастворимый в сильных кислотах.

H₂SO₄ может реагировать с органическими веществами. Так, она вступает в реакции замещения с бензолом и его производными:

Образует сложные эфиры со спиртами, углеводами.

Концентрированная H₂SO₄ может окислять и неметаллы: C, P, S (кроме галогенов и кремния).

С + 2H₂SO_{4 конц.} CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

Р₄ + 10H₂SO_{4 конц.} 4Н₃РО₄ + 10SO₂↑ + 4H₂O

S + 2H₂SO_{4 конц.} 3SO₂↑ + 2H₂O

Уже при комнатной температуре H₂SO_{4 (конц.)} окисляет HI, HBr (но не HCl, HF), H₂S

2HBr + H₂SO_{4 конц.} = Br₂ + SO₂↑ + 2H₂O

H₂S + H₂SO_{4 конц.} = S↓ + SO₂↑ + 2H₂O

Разбавленная H₂SO₄ в отличие от концентрированной не может окислить неметаллы и их водородные соединения.