Ácido sulfuroso y sus sales. Compuestos de azufre (1U)

El óxido de azufre (IV) es altamente soluble en agua (40 volúmenes de SO2 se disuelven en 1 volumen de agua a 200C). En este caso, el ácido sulfuroso existe solo en una solución acuosa:

SO2 + H2O = H2SO3

La reacción del SO2 con el agua es reversible. En una solución acuosa, el óxido de azufre (IV) y el ácido sulfuroso están en equilibrio químico, que puede ser desplazado. Cuando el H2SO3 se une con álcali (neutralización del ácido), la reacción avanza hacia la formación de ácido sulfuroso; al eliminar el SO2 (soplado a través de una solución de nitrógeno o calentamiento), la reacción avanza hacia los materiales de partida. La solución de ácido sulfúrico siempre contiene óxido de azufre (IV), lo que le da un olor acre.

El ácido sulfuroso tiene todas las propiedades de los ácidos. En solución, el H2SO3 se disocia en pasos:

Н2SO3 H+ + HSO4 –

HSO3 -H++ SO3 2-

Como ácido dibásico, forma dos series de sales: sulfitos e hidrosulfitos. Los sulfitos se forman cuando un ácido se neutraliza completamente con un álcali:

H2SO3 + 2NaOH \u003d NaHSO4 + 2H2O

Los hidrosulfitos se obtienen con falta de álcali (en comparación con la cantidad necesaria para neutralizar completamente el ácido):

H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O

Al igual que el óxido de azufre (IV), el ácido sulfuroso y sus sales son fuertes agentes reductores. Al mismo tiempo, aumenta el grado de oxidación del azufre. Entonces, el H2SO3 se oxida fácilmente en ácido sulfúrico incluso por el oxígeno atmosférico:

2H2SO3+O2= 2H2SO4

Por lo tanto, las soluciones de ácido sulfúrico que se han almacenado durante mucho tiempo siempre contienen ácido sulfúrico.

La oxidación del ácido sulfuroso con bromo y permanganato de potasio procede aún más fácilmente:

H2SO3 + Br2 + H2O = H2SO4 + 2HBr

5H2S03+ 2KmnO4= 2H2SO4+ 2MnSO4+ K2SO4+ 2H2O

El óxido de azufre (IV) y el ácido sulfuroso decoloran muchos tintes, formando compuestos incoloros con ellos. Este último puede descomponerse nuevamente cuando se calienta o se expone a la luz, como resultado de lo cual se restaura el color. Por lo tanto, el efecto blanqueador del SO2 y el H2SO4 es diferente al del cloro. Por lo general, la lana, la seda y la paja se blanquean con óxido de azufre (IV) (estos materiales se destruyen con agua clorada).

Una aplicación importante es la solución de hidrosulfito de calcio Ca(HSO3)2 (licor de sulfito), que se utiliza para tratar fibras de madera y pulpa de papel.

Sulfuro de hidrógeno y sulfuros

El sulfuro de hidrógeno H2S es un gas incoloro con olor a huevos podridos. Es altamente soluble en agua (a 20 °C, 2,5 volúmenes de sulfuro de hidrógeno se disuelven en 1 volumen de agua). Una solución de sulfuro de hidrógeno en agua se llama agua de sulfuro de hidrógeno o ácido de hidrosulfuro (exhibe las propiedades de un ácido débil).

El sulfuro de hidrógeno es un gas altamente tóxico que afecta el sistema nervioso. Por lo tanto, es necesario trabajar con él en campanas de humos o con dispositivos sellados herméticamente. El contenido permisible de H2S en locales industriales es de 0,01 mg por 1 litro de aire.

El sulfuro de hidrógeno se encuentra naturalmente en los gases volcánicos y en las aguas de algunos manantiales minerales, como Pyatigorsk; Matsesta. Se forma durante la descomposición de sustancias orgánicas que contienen azufre de diversos residuos vegetales y animales. Esto explica el olor desagradable característico de las aguas residuales, los pozos negros y los basureros.

El sulfuro de hidrógeno se puede obtener combinando directamente azufre con hidrógeno cuando se calienta:

Pero normalmente se obtiene por la acción del ácido clorhídrico o sulfúrico diluido sobre el sulfuro de hierro (II):

2HCl + FeS = FeCl2 + H2S

Esta reacción a menudo se lleva a cabo en un aparato Kipp.

H2S es un compuesto más débil que el agua. Esto se debe al gran tamaño del átomo de azufre en comparación con el átomo de oxígeno. Por lo tanto, el enlace H-0 es más corto y más fuerte que el enlace H-S. Con un fuerte calentamiento, el sulfuro de hidrógeno se descompone casi por completo en azufre e hidrógeno:

El H2S gaseoso se quema en el aire con una llama azul para formar óxido de azufre (IV) y agua:

2H2S+ 3O2= 2SO2+ 2H2O

Con la falta de oxígeno, se forman azufre y agua:

2H2S+O2= 2S+ 2H2O

Esta reacción se utiliza para producir azufre a partir de sulfuro de hidrógeno a escala industrial.

El sulfuro de hidrógeno es un agente reductor bastante fuerte. Esta importante propiedad química se puede explicar de la siguiente manera. En una solución de H2S, es relativamente fácil donar electrones a las moléculas de oxígeno del aire:

H2S - 2e- \u003d S + 2H + 2

O2 + 4e- \u003d 2O 2- 1

En este caso, el oxígeno atmosférico oxida el H2S a azufre, lo que enturbia el agua con sulfuro de hidrógeno. Ecuación de reacción general:

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

Esto explica el hecho de que el sulfuro de hidrógeno no se acumula en la naturaleza en cantidades muy grandes durante la descomposición de la materia orgánica: el oxígeno del aire lo oxida en azufre libre.

El sulfuro de hidrógeno reacciona vigorosamente con soluciones de halógeno. Por ejemplo:

H2S + I2 = 2HI + S

Se libera azufre y la solución de yodo se decolora.

El ácido hidrosulfúrico como ácido dibásico forma dos series de sales: medias (sulfuros) y ácidas (hidrosulfuros). Por ejemplo, Na2S es sulfuro de sodio, NaHS es hidrosulfuro de sodio. Casi todos los hidrosulfuros son altamente solubles en agua. Los sulfuros de metales alcalinos y alcalinotérreos también son solubles en agua, mientras que otros metales son prácticamente insolubles o poco solubles; algunos de ellos no se disuelven en ácidos diluidos. Por lo tanto, tales sulfuros se pueden obtener fácilmente pasando sulfuro de hidrógeno a través de sales del metal correspondiente, por ejemplo:

CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4

Algunos sulfuros tienen un color característico: CuS y PbS - negro, CdS - amarillo, ZnS - blanco, MnS - rosa, SnS - marrón, Sb2S3 - naranja, etc. El análisis cualitativo de los cationes se basa en la diferente solubilidad de los sulfuros y la diferentes colores de muchos de ellos.

BOLETO #39

Ácido sulfurico. Recibo. Propiedades físicas y químicas. El valor del ácido sulfúrico.

El ácido sulfúrico H2SO4 es un ácido dibásico fuerte, correspondiente al estado de oxidación más alto del azufre (+6). En condiciones normales, el ácido sulfúrico concentrado es un líquido aceitoso pesado, incoloro e inodoro, con un sabor agrio "cobrizo". En ingeniería, se denomina ácido sulfúrico a sus mezclas tanto con agua como con anhídrido sulfúrico SO3. Si la relación molar de SO3:H2O< 1, то это водный раствор серной кислоты, если >1 - solución de SO3 en ácido sulfúrico (óleum).

El ácido sulfuroso es capaz de reaccionar con el oxígeno. Esto produce ácido sulfúrico. Tal reacción lleva mucho tiempo y solo es posible si se violan las reglas de almacenamiento. El ácido sulfuroso tiene propiedades tanto oxidantes como reductoras. Con su ayuda, se pueden obtener ácidos halógenos. Una solución acuosa reacciona con el cloro para formar ácidos clorhídrico y sulfúrico.

Cuando reacciona con agentes reductores fuertes, el ácido sulfuroso juega el papel de un agente oxidante. Una de esas sustancias es el sulfuro de hidrógeno, un gas con un olor muy desagradable. Al interactuar con una solución acuosa de ácido sulfúrico, forma azufre y agua. Las sales de ácido sulfuroso también tienen propiedades reductoras. Se dividen en sulfitos e hidrosulfitos. La oxidación de estas sales produce ácido sulfúrico.

Obtención de ácido sulfúrico

El ácido sulfuroso se forma solo por la interacción del dióxido de azufre y el agua. Necesitas obtener dióxido de azufre. Esto se puede hacer con cobre y ácido sulfúrico. Vierta con cuidado ácido sulfúrico concentrado en un tubo de ensayo y deje caer un trozo de cobre en él. Caliente el tubo de ensayo con una lámpara de alcohol.

Como resultado del calentamiento, se forman sulfato de cobre (sulfato de cobre), agua y dióxido de azufre que, utilizando un tubo especial, deben llevarse a un matraz con agua limpia. De esta manera, se puede obtener ácido sulfuroso.

Recuerde que el dióxido de azufre es dañino para los humanos. Provoca daños en las vías respiratorias, pérdida de apetito y dolor de cabeza. La inhalación prolongada puede causar desmayos. Debes tener cuidado al trabajar con él.

El uso de ácido sulfúrico

El ácido sulfuroso tiene propiedades antisépticas. Se utiliza para la desinfección de superficies, fermentación de granos. Con su ayuda, algunas sustancias pueden descomponerse al interactuar con agentes oxidantes fuertes (por ejemplo, cloro). Estas sustancias incluyen lana, seda, papel y algunas otras. Sus propiedades antibacterianas se utilizan para evitar que el vino fermente. Por lo tanto, una bebida noble se puede almacenar durante mucho tiempo, adquiriendo un sabor noble y un aroma único.

El ácido sulfúrico se utiliza en la fabricación de papel. La adición de este ácido está incluida en la tecnología de producción de sulfitocelulosa. Luego se trata con una solución de hidrosulfito de calcio para unir las fibras.

Fecha de publicación 07.01.2013 16:35

El ácido sulfuroso es un ácido inorgánico, dibásico e inestable de fuerza media. Un compuesto inestable, conocido solo en soluciones acuosas en una concentración de no más del seis por ciento. Al tratar de aislar ácido sulfuroso puro, se descompone en óxido de azufre (SO2) y agua (H2O). Por ejemplo, cuando el ácido sulfúrico (H2SO4) en forma concentrada se expone al sulfito de sodio (Na2SO3), se libera óxido de azufre (SO2) en lugar de ácido sulfuroso. Así es como se ve la reacción:

Na2SO3 (sulfito de sodio) + H2SO4 (ácido sulfúrico) = Na2SO4 (sulfato de sodio) + SO2 (dióxido de azufre) + H2O (agua)

Solución de ácido sulfúrico

Al almacenarlo, es necesario excluir el acceso aéreo. De lo contrario, el ácido sulfúrico, que absorbe lentamente oxígeno (O2), se convertirá en ácido sulfúrico.

2H2SO3 (ácido sulfuroso) + O2 (oxígeno) = 2H2SO4 (ácido sulfúrico)

Las soluciones de ácido sulfúrico tienen un olor bastante específico (que recuerda al olor que queda después de encender una cerilla), cuya presencia puede explicarse por la presencia de óxido de azufre (SO2), que no se une químicamente al agua.

Propiedades químicas del ácido sulfuroso.

1. El ácido sulfuroso (fórmula H2SO3) se puede utilizar como agente reductor o como agente oxidante.

H2SO3 es un buen agente reductor. Con su ayuda, es posible obtener haluros de hidrógeno a partir de halógenos libres. Por ejemplo:

H2SO3 (ácido sulfuroso) + Cl2 (cloro, gas) + H2O (agua) = H2SO4 (ácido sulfúrico) + 2HCl (ácido clorhídrico)

Pero al interactuar con agentes reductores fuertes, este ácido actuará como un agente oxidante. Un ejemplo es la reacción del ácido sulfuroso con sulfuro de hidrógeno:

H2SO3 (ácido sulfuroso) + 2H2S (sulfuro de hidrógeno) = 3S (azufre) + 3H2O (agua)

2. El compuesto químico que estamos considerando forma dos tipos de sales: sulfitos (medio) e hidrosulfitos (ácido). Estas sales son agentes reductores, al igual que el ácido sulfuroso (H2SO3). Cuando se oxidan, se forman sales de ácido sulfúrico. Cuando se calcinan sulfitos de metales activos, se forman sulfatos y sulfuros. Esta es una reacción de auto-oxidación-autocuración. Por ejemplo:

4Na2SO3 (sulfito de sodio) = Na2S (sulfuro de sodio) + 3Na2SO4 (sulfato de sodio)

Los sulfitos de sodio y potasio (Na2SO3 y K2SO3) se utilizan en el teñido de tejidos en la industria textil, en el blanqueo de metales y también en fotografía. El hidrosulfito de calcio (Ca(HSO3)2), que existe solo en solución, se usa para procesar material de madera en pulpa de sulfito especial. Luego se convierte en papel.

El uso de ácido sulfúrico

El ácido sulfúrico se utiliza:

– para blanquear lana, seda, pulpa de madera, papel y otras sustancias similares que no resisten el blanqueo con oxidantes más fuertes (por ejemplo, cloro);

- como conservante y antiséptico, por ejemplo, para evitar la fermentación del grano al recibir almidón o para evitar el proceso de fermentación en barricas de vino;

- para conservar alimentos, por ejemplo, al enlatar verduras y frutas;

- en la transformación de astillas de madera en pasta al sulfito, a partir de la cual se obtiene el papel. En este caso, se utiliza una solución de hidrosulfito de calcio (Ca(HSO3)2), que disuelve la lignina, una sustancia especial que une las fibras de celulosa.

Ácido sulfúrico: obtención

Este ácido se puede obtener disolviendo dióxido de azufre (SO2) en agua (H2O). Necesitarás ácido sulfúrico concentrado (H2SO4), cobre (Cu) y un tubo de ensayo. Algoritmo de acción:

1. Vierta con cuidado ácido sulfúrico concentrado en un tubo de ensayo y luego coloque una pieza de cobre en él. Calentar. Se produce la siguiente reacción:

Cu (cobre) + 2H2SO4 (ácido sulfúrico) = CuSO4 (sulfato de azufre) + SO2 (dióxido de azufre) + H2O (agua)

2. El flujo de dióxido de azufre debe dirigirse a un tubo de ensayo con agua. Cuando se disuelve, se produce parcialmente una reacción química con el agua, como resultado de lo cual se forma ácido sulfuroso:

SO2 (dióxido de azufre) + H2O (agua) = H2SO3

Entonces, al pasar dióxido de azufre a través del agua, se puede obtener ácido sulfuroso. Vale la pena considerar que este gas tiene un efecto irritante en las membranas del tracto respiratorio, puede causar inflamación y pérdida de apetito. Con la inhalación prolongada, es posible la pérdida del conocimiento. Este gas debe manejarse con sumo cuidado y atención.

En los procesos redox, el dióxido de azufre puede ser tanto un agente oxidante como un agente reductor porque el átomo en este compuesto tiene un estado de oxidación intermedio de +4.

¿Cómo reacciona el agente oxidante SO 2 con agentes reductores más fuertes, por ejemplo con:

SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ↓ + 2H 2 O

¿Cómo reacciona el agente reductor SO 2 con agentes oxidantes más fuertes, por ejemplo, en presencia de un catalizador, con, etc.:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 2HCl

Recibo

1) El dióxido de azufre se forma durante la combustión del azufre:

2) En la industria, se obtiene quemando pirita:

3) En el laboratorio, el dióxido de azufre se puede obtener:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Solicitud

El dióxido de azufre se usa ampliamente en la industria textil para blanquear varios productos. Además, se utiliza en agricultura para destruir microorganismos dañinos en invernaderos y bodegas. En grandes cantidades, el SO 2 se usa para producir ácido sulfúrico.

Óxido de azufre (VI) – ASI QUE 3 (anhídrido sulfúrico)

El anhídrido sulfúrico SO 3 es un líquido incoloro, que a temperaturas inferiores a 17 °C se convierte en una masa cristalina blanca. Absorbe muy bien la humedad (higroscópico).

Propiedades químicas

Propiedades ácido-base

Cómo interactúa un anhídrido sulfúrico de óxido de ácido típico:

SO3 + CaO = CaSO4

c) con agua:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Una propiedad especial del SO 3 es su capacidad para disolverse bien en ácido sulfúrico. Una solución de SO 3 en ácido sulfúrico se llama oleum.

Formación de óleum: H 2 SO 4 + norte SO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ norte TAN 3

propiedades redox

El óxido de azufre (VI) se caracteriza por fuertes propiedades oxidantes (generalmente reducido a SO 2):

3SO 3 + H 2 S \u003d 4SO 2 + H 2 O

obtener y usar

El anhídrido sulfúrico se forma durante la oxidación del dióxido de azufre:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

En su forma pura, el anhídrido sulfúrico no tiene valor práctico. Se obtiene como intermediario en la producción de ácido sulfúrico.

H2SO4

La mención del ácido sulfúrico se encuentra por primera vez entre los alquimistas árabes y europeos. Se obtuvo calcinando sulfato de hierro (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) en aire: 2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 o una mezcla con: 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 , y los vapores de anhídrido sulfúrico emitidos se condensaron. Absorbiendo la humedad, se convirtieron en oleum. Dependiendo del método de preparación, el H 2 SO 4 se denominó aceite de vitriolo o aceite de azufre. En 1595, el alquimista Andreas Libavius ​​​​estableció la identidad de ambas sustancias.

Durante mucho tiempo, el aceite de vitriolo no se usó mucho. El interés en él aumentó considerablemente después del siglo XVIII. Se descubrió el índigo carmín, un tinte azul estable. La primera fábrica para la producción de ácido sulfúrico se fundó cerca de Londres en 1736. El proceso se llevó a cabo en cámaras de plomo, en cuyo fondo se vertía agua. En la parte superior de la cámara se quemaba una mezcla fundida de salitre con azufre, y luego se dejaba entrar aire. El procedimiento se repitió hasta que se formó un ácido de la concentración requerida en el fondo del recipiente.

En el siglo 19 se perfeccionó el método: en lugar de salitre, se utilizó ácido nítrico (que cede al descomponerse en la cámara). Para devolver los gases nitrosos al sistema, se diseñaron torres especiales, que dieron el nombre a todo el proceso: el proceso de la torre. Las fábricas que funcionan según el método de la torre todavía existen en la actualidad.

El ácido sulfúrico es un líquido aceitoso pesado, incoloro e inodoro, higroscópico; se disuelve bien en agua. Cuando el ácido sulfúrico concentrado se disuelve en agua, se libera una gran cantidad de calor, por lo que debe verterse cuidadosamente en agua (¡y no al revés!) Y mezclar la solución.

Una solución de ácido sulfúrico en agua con un contenido de H2SO4 inferior al 70 % suele denominarse ácido sulfúrico diluido, y una solución de más del 70 % se denomina ácido sulfúrico concentrado.

Propiedades químicas

Propiedades ácido-base

El ácido sulfúrico diluido exhibe todas las propiedades características de los ácidos fuertes. ella reacciona:

H 2 SO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl

El proceso de interacción de los iones Ba 2+ con los iones sulfato SO 4 2+ conduce a la formación de un precipitado blanco insoluble BaSO 4 . eso reacción cualitativa al ion sulfato.

propiedades redox

En H 2 SO 4 diluido, los iones H + son agentes oxidantes, y en H 2 SO 4 concentrado, los iones sulfato son SO 4 2+. Los iones SO 4 2+ son agentes oxidantes más fuertes que los iones H + (ver diagrama).

A ácido sulfúrico diluido disolver metales que están en la serie electroquímica de voltajes al hidrogeno. En este caso, los sulfatos metálicos se forman y liberan:

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

Los metales que están en la serie electroquímica de voltajes después del hidrógeno no reaccionan con ácido sulfúrico diluido:

Cu + H 2 SO 4 ≠

ácido sulfúrico concentrado es un fuerte agente oxidante, especialmente cuando se calienta. Oxida muchas y algunas sustancias orgánicas.

Cuando el ácido sulfúrico concentrado interactúa con metales que están en la serie electroquímica de voltajes después del hidrógeno (Cu, Ag, Hg), se forman sulfatos metálicos, así como el producto de reducción del ácido sulfúrico - SO 2.

Con metales más activos (Zn, Al, Mg), el ácido sulfúrico concentrado se puede reducir a libre. Por ejemplo, cuando el ácido sulfúrico interactúa, dependiendo de la concentración del ácido, se pueden formar simultáneamente varios productos de reducción de ácido sulfúrico: SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

En frío, el ácido sulfúrico concentrado pasiva algunos metales, por ejemplo, y por lo tanto se transporta en tanques de hierro:

Fe + H 2 SO 4 ≠

El ácido sulfúrico concentrado oxida algunos no metales (, etc.), recuperándose a óxido de azufre (IV) SO 2:

S + 2H 2 SO 4 \u003d 3SO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

obtener y usar

En la industria, el ácido sulfúrico se obtiene por contacto. El proceso de adquisición se desarrolla en tres etapas:

1. Obtención de SO 2 por tostación de pirita:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

1. Oxidación de SO 2 a SO 3 en presencia de un catalizador - óxido de vanadio (V):

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

1. Disolución de SO 3 en ácido sulfúrico:

H2SO4+ norte SO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ norte TAN 3

El oleum resultante se transporta en tanques de hierro. El ácido sulfúrico de la concentración requerida se obtiene del oleum vertiéndolo en agua. Esto se puede expresar en un diagrama:

H 2 SO 4 ∙ norte SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

El ácido sulfúrico encuentra diversas aplicaciones en diversos campos de la economía nacional. Se utiliza para secar gases, en la producción de otros ácidos, para la producción de fertilizantes, diversos tintes y medicamentos.

Sales de ácido sulfúrico

La mayoría de los sulfatos son altamente solubles en agua (CaSO 4 poco soluble, menos PbSO 4 aún y BaSO 4 prácticamente insoluble). Algunos sulfatos que contienen agua de cristalización se denominan vitriolo:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O sulfato de cobre

FeSO 4 ∙ 7H 2 O sulfato ferroso

Las sales de ácido sulfúrico lo tienen todo. Su relación con la calefacción es especial.

Los sulfatos de metales activos ( , ) no se descomponen ni siquiera a 1000 °C, mientras que otros (Cu, Al, Fe) se descomponen con un ligero calentamiento en óxido metálico y SO 3:

CuSO 4 \u003d CuO + SO 3

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*en la imagen del disco hay una fotografía de sulfato de cobre

Ácido sulfurico H 2 SO 4 es uno de los ácidos dibásicos fuertes. En estado diluido, oxida casi todos los metales excepto el oro y el platino. Reacciona intensamente con no metales y sustancias orgánicas, convirtiendo algunas de ellas en carbón. Al preparar una solución de ácido sulfúrico, siempre se debe agregar al agua, y no al revés, para evitar salpicaduras de ácido y agua hirviendo. A 10 °C se endurece formando una masa vítrea transparente. Cuando se calienta, el ácido sulfúrico al 100 % pierde fácilmente el anhídrido sulfúrico (trióxido de azufre SO 3 ) hasta que su concentración es del 98 %. Es en este estado que se suele utilizar en los laboratorios. En un estado concentrado (anhidro), el ácido sulfúrico es un líquido incoloro, humeante en el aire (debido a los vapores), aceitoso con un olor característico (punto de ebullición = 338 ° C). Es un agente oxidante muy fuerte. Esta sustancia tiene todas las propiedades de los ácidos:

Propiedades químicas del ácido sulfúrico

H2SO4 + Fe → FeSO4 + H2;

2H 2 SO 4 + Cu → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O - en este caso, el ácido se concentra.

H 2 SO 4 + CuO → CuSO 4 + H 2 O

La solución azul resultante - CuSO 4 - una solución de sulfato de cobre. El ácido sulfúrico también se llama aceite de vitriolo, ya que el vitriolo se forma durante las reacciones con los metales y sus óxidos. Por ejemplo, en una reacción química con hierro (Fe), se forma una solución verde claro de sulfato ferroso.

Reacción química con bases y álcalis (o reacción de neutralización)

H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O

ácido sulfúrico(o más correctamente, una solución de dióxido de azufre en agua) forma dos tipos de sales: sulfitos y hidrosulfitos. Estas sales son agentes reductores.

H 2 SO 4 + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O - esta reacción procede con un exceso ácido sulfúrico

H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 3 + 2H 2 O - y esta reacción procede con un exceso de hidróxido de sodio

ácido sulfúrico tiene un efecto blanqueador. Todo el mundo sabe que el agua con cloro tiene un efecto similar. Pero la diferencia radica en el hecho de que, a diferencia del cloro, el dióxido de azufre no destruye los tintes, ¡sino que forma compuestos químicos incoloros con ellos!

Además de los principales propiedades de los acidos ácido sulfúrico capaz de decolorar una solución de permanganato de potasio según la siguiente ecuación:

5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 → 2 H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

En esta reacción, se forma una solución de color rosa pálido, que consta de sulfatos de potasio y manganeso. El color se debe al sulfato de manganeso.

ácido sulfúrico capaz de decolorar el bromo

H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + 2HBr

En esta reacción, se forma una solución que consta inmediatamente de 2 ácidos fuertes: sulfúrico y bromo.

Si almacena ácido sulfuroso en presencia de aire, esta solución se oxida y se convierte en ácido sulfúrico.

2H2SO3 + O2 → 2H2SO2