Страница 85 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

В одну пробирку налейте 2 мл раствора сульфата натрия, в другую — 2 мл раствора серной кислоты. Затем прилейте в каждую пробирку по 1 мл раствора хлорида бария. Что наблюдаете? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

Решение

Что наблюдаете?

В данном эксперименте проводится качественная реакция на сульфат-ион ($SO_4^{2-}$). Ионы бария ($Ba^{2+}$) из раствора хлорида бария ($BaCl_2$) взаимодействуют с сульфат-ионами, которые присутствуют как в растворе сульфата натрия ($Na_2SO_4$), так и в растворе серной кислоты ($H_2SO_4$). В результате этой реакции образуется сульфат бария ($BaSO_4$) — вещество, нерастворимое в воде и кислотах, которое выпадает в виде белого осадка. Следовательно, в обеих пробирках будет наблюдаться одинаковый эффект.

Ответ: В обеих пробирках наблюдается выпадение белого творожистого осадка.

Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

1. Реакция в пробирке с раствором сульфата натрия:

При смешивании растворов сульфата натрия и хлорида бария происходит реакция ионного обмена с образованием нерастворимого сульфата бария и растворимого хлорида натрия.

Молекулярное уравнение реакции:

$Na_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2NaCl$

Полное ионное уравнение (записываем сильные электролиты в виде ионов):

$2Na^+ + SO_4^{2-} + Ba^{2+} + 2Cl^- \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2Na^+ + 2Cl^-$

Сокращенное ионное уравнение (получается после сокращения одинаковых ионов в левой и правой частях):

$Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4 \downarrow$

2. Реакция в пробирке с раствором серной кислоты:

При смешивании растворов серной кислоты и хлорида бария также происходит реакция ионного обмена, в результате которой образуется нерастворимый сульфат бария и растворимая соляная кислота.

Молекулярное уравнение реакции:

$H_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2HCl$

Полное ионное уравнение (серная и соляная кислоты являются сильными электролитами):

$2H^+ + SO_4^{2-} + Ba^{2+} + 2Cl^- \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2H^+ + 2Cl^-$

Сокращенное ионное уравнение (после сокращения ионов $H^+$ и $Cl^-$) оказывается таким же, как и в первом случае, что подтверждает, что суть реакции одна и та же — связывание ионов бария и сульфат-ионов:

$Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4 \downarrow$

Ответ:

Для реакции сульфата натрия с хлоридом бария:
Молекулярное: $Na_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2NaCl$
Полное ионное: $2Na^+ + SO_4^{2-} + Ba^{2+} + 2Cl^- \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2Na^+ + 2Cl^-$
Сокращенное ионное: $Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4 \downarrow$

Для реакции серной кислоты с хлоридом бария:
Молекулярное: $H_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2HCl$
Полное ионное: $2H^+ + SO_4^{2-} + Ba^{2+} + 2Cl^- \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2H^+ + 2Cl^-$
Сокращенное ионное: $Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4 \downarrow$

1. Дайте сравнительную характеристику оксидов серы в степенях окисления $+4$ и $+6$. Свой ответ проиллюстрируйте уравнениями химических реакций в молекулярной и ионной формах.

Оксид серы в степени окисления +4 — это оксид серы(IV) или сернистый газ, формула $SO_2$. Оксид серы в степени окисления +6 — это оксид серы(VI) или серный ангидрид, формула $SO_3$.

Сравнительная характеристика оксидов серы(IV) и серы(VI)

1. Физические свойства

Оксид серы(IV), $SO_2$: при нормальных условиях — бесцветный газ с характерным резким удушливым запахом (запах зажжённой спички). Хорошо растворим в воде.

Оксид серы(VI), $SO_3$: при нормальных условиях — летучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температуре ниже 16,9 °C затвердевает. Очень гигроскопичен, бурно реагирует с водой.

2. Химические свойства

Оба оксида являются кислотными, однако их химическая активность и свойства различаются.

а) Кислотные свойства

И $SO_2$, и $SO_3$ проявляют типичные свойства кислотных оксидов: реагируют с водой, основаниями и основными оксидами. Однако кислотные свойства у $SO_3$ выражены значительно сильнее, чем у $SO_2$, так как с ростом степени окисления центрального атома кислотный характер оксида усиливается.

• Взаимодействие с водой:

  $SO_2$ обратимо растворяется в воде, образуя слабую, нестабильную сернистую кислоту $H_2SO_3$:

  Молекулярная форма: $SO_2 + H_2O \leftrightarrows H_2SO_3$

  $SO_3$ очень энергично реагирует с водой, образуя сильную серную кислоту $H_2SO_4$:

  Молекулярная форма: $SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4$

• Взаимодействие со щелочами (на примере $NaOH$):

  $SO_2$ реагирует со щелочью с образованием соли (сульфита) и воды:

  Молекулярная форма: $SO_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_3 + H_2O$

  Полная ионная форма: $SO_2 + 2Na^+ + 2OH^- \rightarrow 2Na^+ + SO_3^{2-} + H_2O$

  Сокращенная ионная форма: $SO_2 + 2OH^- \rightarrow SO_3^{2-} + H_2O$

  $SO_3$ реагирует со щелочью с образованием соли (сульфата) и воды:

  Молекулярная форма: $SO_3 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + H_2O$

  Полная ионная форма: $SO_3 + 2Na^+ + 2OH^- \rightarrow 2Na^+ + SO_4^{2-} + H_2O$

  Сокращенная ионная форма: $SO_3 + 2OH^- \rightarrow SO_4^{2-} + H_2O$

б) Окислительно-восстановительные свойства

В окислительно-восстановительных свойствах заключается ключевое различие между этими оксидами.

• Оксид серы(IV), $SO_2$: Атом серы находится в промежуточной степени окисления +4, поэтому $SO_2$ проявляет двойственные свойства: может быть и восстановителем (повышая степень окисления до +6), и окислителем (понижая степень окисления до +2, 0, -2). Восстановительные свойства для $SO_2$ более характерны.

  Как восстановитель (окисляется до $S^{+6}$):

  Реакция с кислородом (промышленный способ получения $SO_3$):

  Молекулярная форма: $2SO_2 + O_2 \xrightarrow{V_2O_5, t} 2SO_3$

  Реакция с галогенами (например, с бромной водой):

  Молекулярная форма: $SO_2 + Br_2 + 2H_2O \rightarrow H_2SO_4 + 2HBr$

  Сокращенная ионная форма: $SO_2 + Br_2 + 2H_2O \rightarrow 4H^+ + SO_4^{2-} + 2Br^-$

  Как окислитель (восстанавливается до $S^0$):

  Реакция с сероводородом:

  Молекулярная форма: $SO_2 + 2H_2S \rightarrow 3S \downarrow + 2H_2O$ (ионного уравнения нет, так как реагенты - газы или слабые электролиты).

• Оксид серы(VI), $SO_3$: Атом серы находится в высшей степени окисления +6, поэтому $SO_3$ может проявлять свойства только сильного окислителя, принимая электроны. Восстановительные свойства для него невозможны.

  Как окислитель:

  Реакция с фосфором:

  Молекулярная форма: $5SO_3 + 2P \xrightarrow{t} 5SO_2 + P_2O_5$

  Термическое разложение при высокой температуре:

  Молекулярная форма: $2SO_3 \xrightarrow{>1000^{\circ}C} 2SO_2 + O_2$

Ответ:

Оксид серы(IV) $SO_2$ и оксид серы(VI) $SO_3$ являются кислотными оксидами, при этом $SO_3$ проявляет более сильные кислотные свойства, что подтверждается силой соответствующих им кислот ($H_2SO_4$ — сильная, $H_2SO_3$ — слабая). При нормальных условиях $SO_2$ — газ, а $SO_3$ — жидкость. Главное химическое различие заключается в их окислительно-восстановительных способностях: $SO_2$, содержащий серу в промежуточной степени окисления +4, проявляет как восстановительные (более типично), так и окислительные свойства. Напротив, $SO_3$, где сера находится в высшей степени окисления +6, может выступать исключительно в роли сильного окислителя.

2. Дайте характеристику сернистой кислоты и её солей. Как распознать сульфит-ион?

Характеристика сернистой кислоты

Сернистая кислота ($H_2SO_3$) — это слабая, двухосновная неорганическая кислота, которая образуется при растворении диоксида серы ($SO_2$) в воде. Она существует только в водных растворах и является очень неустойчивым соединением.

Физические свойства:
Сернистая кислота представляет собой бесцветный водный раствор с резким запахом сернистого газа ($SO_2$), так как в растворе всегда присутствует равновесие с ним. В свободном виде кислота не выделена, поскольку при попытке концентрирования или при нагревании она легко разлагается.

Химические свойства:
1. Неустойчивость: В растворе существует обратимая реакция, равновесие которой при нагревании или просто со временем сдвигается в сторону разложения кислоты:
$H_2SO_3 \rightleftharpoons H_2O + SO_2 \uparrow$
2. Кислотные свойства: Является слабой кислотой и диссоциирует в воде ступенчато:
I ступень: $H_2SO_3 \rightleftharpoons H^+ + HSO_3^-$ (образуется гидросульфит-ион)
II ступень: $HSO_3^- \rightleftharpoons H^+ + SO_3^{2-}$ (образуется сульфит-ион)
Как типичная кислота, она реагирует с основаниями, основными и амфотерными оксидами, образуя два ряда солей: средние соли (сульфиты) и кислые соли (гидросульфиты).
$H_2SO_3 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_3 + 2H_2O$ (сульфит натрия)
$H_2SO_3 + NaOH_{ (изб.) } \rightarrow NaHSO_3 + H_2O$ (гидросульфит натрия)
3. Окислительно-восстановительные свойства: Атом серы в сернистой кислоте имеет степень окисления +4, которая является промежуточной. Поэтому $H_2SO_3$ может выступать как в роли восстановителя (что более характерно), так и в роли окислителя.
Как восстановитель (окисляется до $S^{+6}$):
$H_2SO_3 + Br_2 + H_2O \rightarrow H_2SO_4 + 2HBr$ (обесцвечивание бромной воды)
Как окислитель (восстанавливается до $S^0$ или $S^{-2}$):
$H_2SO_3 + 2H_2S \rightarrow 3S \downarrow + 3H_2O$

Ответ: Сернистая кислота ($H_2SO_3$) – это слабая, двухосновная, неустойчивая кислота, существующая только в водном растворе. Она проявляет типичные кислотные свойства, образуя сульфиты и гидросульфиты, а также может быть как восстановителем (окисляясь до сульфатов), так и окислителем (восстанавливаясь до серы или сероводорода).

Характеристика её солей

Соли сернистой кислоты называются сульфитами (содержат анион $SO_3^{2-}$) и гидросульфитами (содержат анион $HSO_3^-$).

Физические свойства:
Большинство сульфитов (кроме сульфитов щелочных металлов и аммония) нерастворимы или малорастворимы в воде. Гидросульфиты, как правило, хорошо растворимы в воде.

Химические свойства:
1. Взаимодействие с сильными кислотами: Это ключевое свойство для идентификации сульфитов. При действии более сильных кислот (например, $HCl$, $H_2SO_4$) сульфиты разлагаются с выделением сернистого газа ($SO_2$) с резким запахом:
$Na_2SO_3 + 2HCl \rightarrow 2NaCl + H_2O + SO_2 \uparrow$
В ионном виде: $SO_3^{2-} + 2H^+ \rightarrow H_2O + SO_2 \uparrow$
2. Гидролиз: Водные растворы растворимых сульфитов (например, $Na_2SO_3$) имеют щелочную среду из-за протекания гидролиза по аниону:
$SO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HSO_3^- + OH^-$
3. Окислительно-восстановительные свойства: Подобно сернистой кислоте, сульфиты являются сильными восстановителями, легко окисляясь сильными окислителями (например, перманганатом калия, галогенами) до сульфатов ($SO_4^{2-}$).
$5SO_3^{2-} + 2MnO_4^- + 6H^+ \rightarrow 5SO_4^{2-} + 2Mn^{2+} + 3H_2O$

Ответ: Соли сернистой кислоты – сульфиты и гидросульфиты. Сульфиты в большинстве своем нерастворимы в воде (кроме солей щелочных металлов и аммония). Они вступают в реакции ионного обмена, гидролизуются по аниону (создавая щелочную среду), проявляют сильные восстановительные свойства и разлагаются сильными кислотами с выделением газа $SO_2$.

Как распознать сульфит-ион?

Распознать сульфит-ион ($SO_3^{2-}$) в растворе можно с помощью качественных реакций. Основным реагентом является любая сильная кислота, также можно использовать ионы бария.

Метод 1: Действие сильных кислот.
К раствору, содержащему сульфит-ионы, приливают раствор сильной кислоты (например, соляной $HCl$ или серной $H_2SO_4$). Наблюдается выделение бесцветного газа с резким, удушливым запахом (запах зажженной спички) — это диоксид серы ($SO_2$).
Уравнение реакции: $SO_3^{2-} + 2H^+ \rightarrow H_2O + SO_2 \uparrow$
Для дополнительного подтверждения, что выделившийся газ — именно $SO_2$, можно пропустить его через фиолетовый раствор перманганата калия ($KMnO_4$). Раствор обесцветится в результате окислительно-восстановительной реакции.
Уравнение реакции: $5SO_2 + 2KMnO_4 + 2H_2O \rightarrow K_2SO_4 + 2MnSO_4 + 2H_2SO_4$

Метод 2: Осаждение ионами бария ($Ba^{2+}$).
К исследуемому раствору добавляют раствор хлорида бария ($BaCl_2$). В присутствии сульфит-ионов выпадает белый осадок сульфита бария ($BaSO_3$).
Уравнение реакции: $SO_3^{2-} + Ba^{2+} \rightarrow BaSO_3 \downarrow$
Важным отличием от сульфат-иона ($SO_4^{2-}$), который также дает белый осадок с ионами бария, является то, что осадок сульфита бария $BaSO_3$ растворяется в сильных кислотах (например, в $HCl$ или $HNO_3$), а осадок сульфата бария $BaSO_4$ — нет.
$BaSO_3(s) + 2H^+ \rightarrow Ba^{2+} + H_2O + SO_2 \uparrow$

Ответ: Качественной реакцией на сульфит-ион является добавление сильной кислоты, в результате чего выделяется газ $SO_2$ с резким запахом. Также можно использовать реакцию с раствором солей бария: выпадает белый осадок $BaSO_3$, который, в отличие от осадка $BaSO_4$, растворяется в сильных кислотах.

3. Дайте характеристику серной кислоты и её солей. Как распознать сульфат-ион?

Характеристика серной кислоты

Серная кислота ($H_2SO_4$) — это сильная неорганическая двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6).

Физические свойства: Безводная серная кислота — это тяжёлая, бесцветная, маслянистая жидкость без запаха. Она является очень гигроскопичной, то есть активно поглощает водяные пары из воздуха, а также способна отнимать воду у других соединений. Процесс её растворения в воде является сильно экзотермическим (сопровождается выделением большого количества теплоты), поэтому при разбавлении кислоты необходимо медленно вливать кислоту в воду, а не наоборот, чтобы избежать закипания и разбрызгивания.

Химические свойства:

1. Как сильная кислота, в водных растворах она практически полностью диссоциирует по первой ступени с образованием катиона водорода и гидросульфат-аниона: $H_2SO_4 \rightarrow H^+ + HSO_4^-$. Диссоциация по второй ступени является обратимой и протекает в меньшей степени: $HSO_4^- \rightleftharpoons H^+ + SO_4^{2-}$.

2. Разбавленная серная кислота проявляет типичные свойства кислот:

• реагирует с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до водорода, с выделением водорода: $Fe + H_2SO_4(разб.) \rightarrow FeSO_4 + H_2\uparrow$;
• взаимодействует с основными и амфотерными оксидами: $MgO + H_2SO_4 \rightarrow MgSO_4 + H_2O$;
• реагирует с основаниями и амфотерными гидроксидами (реакция нейтрализации): $2NaOH + H_2SO_4 \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O$;
• взаимодействует с солями, если образуется осадок, газ или более слабая кислота: $BaCl_2 + H_2SO_4 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2HCl$.

3. Концентрированная серная кислота обладает особыми свойствами, являясь сильным окислителем. Она окисляет многие металлы (в том числе малоактивные, такие как медь) и неметаллы (углерод, сера, фосфор). При этом продуктами восстановления серы могут быть $SO_2$, $S$ или $H_2S$ в зависимости от активности восстановителя и условий реакции.

• $Cu + 2H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t} CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$
• $C + 2H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t} CO_2\uparrow + 2SO_2\uparrow + 2H_2O$

На холоде концентрированная $H_2SO_4$ пассивирует железо, алюминий и хром.

Ответ: Серная кислота ($H_2SO_4$) — сильная, двухосновная, кислородсодержащая кислота. Это тяжелая маслянистая жидкость, проявляющая сильные гигроскопические и водоотнимающие свойства. В разбавленном виде проявляет типичные свойства кислот, а в концентрированном является сильным окислителем.

Характеристика солей серной кислоты

Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей:

1. Сульфаты — средние соли, содержащие сульфат-анион $SO_4^{2-}$. Большинство сульфатов являются кристаллическими веществами, хорошо растворимыми в воде. Нерастворимыми или малорастворимыми являются сульфаты бария ($BaSO_4$), стронция ($SrSO_4$), свинца(II) ($PbSO_4$) и кальция ($CaSO_4$).

2. Гидросульфаты — кислые соли, содержащие гидросульфат-анион $HSO_4^{-}$. Все гидросульфаты хорошо растворимы в воде. Их водные растворы имеют кислую среду из-за диссоциации аниона $HSO_4^{-}$.

Многие сульфаты образуют кристаллогидраты, то есть включают в состав своего кристалла молекулы воды. Известными примерами являются:

• Медный купорос $CuSO_4 \cdot 5H_2O$
• Железный купорос $FeSO_4 \cdot 7H_2O$
• Гипс $CaSO_4 \cdot 2H_2O$
• Глауберова соль $Na_2SO_4 \cdot 10H_2O$

Сульфаты широко применяются в различных отраслях: в строительстве (гипс), в медицине (сульфат бария, сульфат магния), в сельском хозяйстве (сульфат меди, сульфат аммония), в химической промышленности (сульфат натрия).

Ответ: Соли серной кислоты — сульфаты (средние соли с ионом $SO_4^{2-}$) и гидросульфаты (кислые соли с ионом $HSO_4^{-}$). Большинство сульфатов растворимо в воде, за исключением солей $Ba^{2+}$, $Pb^{2+}$, $Sr^{2+}$ и $Ca^{2+}$ (малорастворим). Многие образуют кристаллогидраты и имеют большое практическое значение.

Как распознать сульфат-ион?

Для обнаружения сульфат-ионов ($SO_4^{2-}$) в растворе используется качественная реакция. Качественным реактивом на сульфат-ион являются растворимые соединения бария, содержащие ион $Ba^{2+}$ (например, растворы хлорида бария $BaCl_2$, нитрата бария $Ba(NO_3)_2$ или гидроксида бария $Ba(OH)_2$).

При добавлении реактива к исследуемому раствору, содержащему сульфат-ионы, происходит реакция ионного обмена, в результате которой выпадает характерный белый мелкокристаллический осадок сульфата бария ($BaSO_4$).

Уравнение реакции в молекулярном виде (на примере сульфата натрия):
$Na_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2NaCl$

Уравнение реакции в полном ионном виде:
$2Na^+ + SO_4^{2-} + Ba^{2+} + 2Cl^- \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2Na^+ + 2Cl^-$

Уравнение реакции в сокращенном ионном виде:
$Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4\downarrow$

Важным условием для подтверждения наличия именно сульфат-иона является проверка нерастворимости полученного белого осадка в сильных кислотах (например, в $HCl$ или $HNO_3$). Это позволяет отличить сульфат бария от других белых осадков бария, таких как карбонат бария ($BaCO_3$) или сульфит бария ($BaSO_3$), которые растворяются в кислотах.

Ответ: Сульфат-ион ($SO_4^{2-}$) распознают с помощью качественной реакции с ионами бария $Ba^{2+}$ (из растворов солей или гидроксида бария). Признаком реакции является образование белого осадка сульфата бария ($BaSO_4$), который не растворяется при добавлении сильных кислот.

4. Почему свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты различаются?

Различие в свойствах разбавленной и концентрированной серной кислоты обусловлено принципиально разным составом этих жидкостей на молекулярном уровне. Химические реакции определяются активными частицами, которые в них участвуют, а в случае двух видов серной кислоты эти частицы разные.

Свойства разбавленной серной кислоты

В водном растворе серная кислота ($H_2SO_4$) ведет себя как сильная двухосновная кислота. Она почти полностью диссоциирует (распадается) на ионы:

$H_2SO_4 \rightarrow 2H^+ + SO_4^{2-}$

Таким образом, в разбавленном растворе присутствуют в основном ионы водорода ($H^+$) и сульфат-ионы ($SO_4^{2-}$), окруженные молекулами воды. Химические свойства такого раствора определяются прежде всего ионами водорода $H^+$. Они придают раствору свойства типичной кислоты:

• Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до водорода, с выделением газа $H_2$. В этой реакции окислителем является ион водорода, который восстанавливается до молекулярного водорода: $2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2$.
  Пример: $Fe + H_2SO_4(разб.) \rightarrow FeSO_4 + H_2 \uparrow$.
• Реакции нейтрализации с основаниями, основными и амфотерными оксидами.

Свойства концентрированной серной кислоты

Концентрированная серная кислота (обычно с концентрацией более 90%) содержит очень мало воды. В таких условиях диссоциация на ионы сильно подавлена, и кислота состоит преимущественно из недиссоциированных молекул $H_2SO_4$. Свойства такой кислоты определяются уже не ионами $H^+$, а всей молекулой, в которой атом серы имеет высшую степень окисления +6. Это делает концентрированную серную кислоту очень сильным окислителем и водоотнимающим агентом.

• Сильные окислительные свойства: Атом серы ($S^{+6}$) является сильным окислителем. Поэтому концентрированная $H_2SO_4$ реагирует с большинством металлов (включая неактивные, например, медь) и даже с неметаллами (углерод, сера). При этом водород никогда не выделяется, а продуктами восстановления серы являются $SO_2$, $S$ или $H_2S$.
  Пример: $Cu + 2H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t} CuSO_4 + SO_2 \uparrow + 2H_2O$.
• Водоотнимающие свойства: Молекулы $H_2SO_4$ очень гигроскопичны, то есть активно поглощают воду из окружающей среды. Это свойство настолько сильно, что кислота способна отнимать элементы воды от органических молекул, например, обугливая сахар.
  Пример: $C_{12}H_{22}O_{11} \xrightarrow{H_2SO_4(конц.)} 12C + 11H_2O$.
• Пассивация: При комнатной температуре концентрированная $H_2SO_4$ образует на поверхности некоторых металлов (Fe, Al, Cr) прочную оксидную пленку, которая защищает их от дальнейшего окисления. Это явление называется пассивацией.

Ответ: Свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты различаются, потому что их определяют разные химические частицы. В разбавленной кислоте активными частицами являются ионы водорода ($H^+$), что придает ей свойства типичной кислоты, где окислителем выступает водород. В концентрированной кислоте активными частицами являются целые молекулы ($H_2SO_4$), где атом серы в степени окисления +6 выступает сильным окислителем, а сама молекула обладает мощными водоотнимающими свойствами.

5. Какое правило должно соблюдаться при разбавлении серной кислоты?

При разбавлении концентрированной серной кислоты ($H_2SO_4$) необходимо соблюдать фундаментальное правило техники безопасности: следует медленно и осторожно, тонкой струйкой приливать кислоту в воду при постоянном перемешивании, а не наоборот.

Это правило обусловлено физико-химическими свойствами серной кислоты и воды:

1. Сильно экзотермическая реакция. Процесс растворения серной кислоты в воде сопровождается выделением очень большого количества тепла. Реакция гидратации ионов $H^+$ и $SO_4^{2-}$ чрезвычайно энергична. Если добавлять воду в кислоту, то первые же капли воды, попадая в большой объем концентрированной кислоты, вызывают резкий локальный перегрев.

2. Разница в плотности и температуре кипения. Концентрированная серная кислота значительно плотнее воды (плотность ~$1,84~г/см^3$ против ~$1~г/см^3$ у воды) и имеет гораздо более высокую температуру кипения (~$337~°C$ против $100~°C$ у воды).

Последствия нарушения правила (добавление воды в кислоту):

Когда менее плотная вода попадает на поверхность более плотной кислоты, она не тонет и не смешивается с ней немедленно. Выделившееся на границе двух жидкостей огромное количество тепла мгновенно нагревает эту небольшую порцию воды до температуры кипения. Происходит бурное вскипание, которое приводит к разбрызгиванию капель горячей концентрированной серной кислоты. Это чрезвычайно опасно и может стать причиной тяжелых химических ожогов кожи и глаз.

Процесс при правильном разбавлении (добавление кислоты в воду):

Когда более плотная кислота медленно вливается в больший объем холодной воды (желательно в термостойкой посуде и при перемешивании стеклянной палочкой), она опускается на дно и постепенно растворяется. Большой объем воды эффективно поглощает и рассеивает выделяющееся тепло, поэтому температура раствора повышается плавно и контролируемо, без риска вскипания и разбрызгивания.

Для запоминания этого правила существует известная мнемоническая фраза: «Сначала вода, потом кислота, иначе случится большая беда!»

Ответ: При разбавлении серной кислоты следует всегда медленно приливать кислоту в воду при непрерывном перемешивании, но ни в коем случае не наоборот.

6. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) $S \to SO_2 \to SO_3 \to Na_2SO_4 \to BaSO_4$

б) $H_2SO_4 \to SO_2 \to K_2SO_3 \to MgSO_3 \to SO_2$

Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения, а в уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.

а) S → SO₂ → SO₃ → Na₂SO₄ → BaSO₄

Решение

1. Получение оксида серы(IV) из серы. Реакция горения серы в кислороде. Это окислительно-восстановительная реакция.

$S + O_2 \xrightarrow{t} SO_2$

Метод электронного баланса:

$S^0 - 4e^- \rightarrow S^{+4}$ | 1 (окисление)

$O_2^0 + 4e^- \rightarrow 2O^{-2}$ | 1 (восстановление)

S (сера, в степени окисления 0) является восстановителем, $O_2$ (кислород, в степени окисления 0) является окислителем.

2. Окисление оксида серы(IV) до оксида серы(VI). Реакция протекает в присутствии катализатора ($V_2O_5$). Это окислительно-восстановительная реакция.

$2SO_2 + O_2 \rightleftharpoons 2SO_3$

Метод электронного баланса:

$S^{+4} - 2e^- \rightarrow S^{+6}$ | 2 (окисление)

$O_2^0 + 4e^- \rightarrow 2O^{-2}$ | 1 (восстановление)

$SO_2$ (сера в степени окисления +4) является восстановителем, $O_2$ (кислород, в степени окисления 0) является окислителем.

3. Получение сульфата натрия из оксида серы(VI). Реакция кислотного оксида с основанием.

$SO_3 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + H_2O$

Реакция протекает в растворе. Полное ионное уравнение:

$SO_3 + 2Na^+ + 2OH^- \rightarrow 2Na^+ + SO_4^{2-} + H_2O$

Сокращенное ионное уравнение:

$SO_3 + 2OH^- \rightarrow SO_4^{2-} + H_2O$

4. Получение сульфата бария из сульфата натрия. Реакция ионного обмена с образованием нерастворимого осадка.

$Na_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2NaCl$

Реакция протекает в растворе. Полное ионное уравнение:

$2Na^+ + SO_4^{2-} + Ba^{2+} + 2Cl^- \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2Na^+ + 2Cl^-$

Сокращенное ионное уравнение:

$Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4 \downarrow$

Ответ:

1. $S + O_2 \xrightarrow{t} SO_2$; S - восстановитель, $O_2$ - окислитель.

2. $2SO_2 + O_2 \rightleftharpoons 2SO_3$; $SO_2$ - восстановитель, $O_2$ - окислитель.

3. $SO_3 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + H_2O$; сокращенное ионное уравнение: $SO_3 + 2OH^- \rightarrow SO_4^{2-} + H_2O$.

4. $Na_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2NaCl$; сокращенное ионное уравнение: $Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4 \downarrow$.

б) H₂SO₄ → SO₂ → K₂SO₃ → MgSO₃ → SO₂

Решение

1. Получение оксида серы(IV) из серной кислоты. Реакция концентрированной серной кислоты с малоактивным металлом, например, медью. Это окислительно-восстановительная реакция.

$2H_2SO_4(конц.) + Cu \xrightarrow{t} CuSO_4 + SO_2 \uparrow + 2H_2O$

Метод электронного баланса:

$Cu^0 - 2e^- \rightarrow Cu^{+2}$ | 1 (окисление)

$S^{+6} + 2e^- \rightarrow S^{+4}$ (в составе $SO_2$) | 1 (восстановление)

Cu (медь, в степени окисления 0) является восстановителем, $H_2SO_4$ (сера в степени окисления +6) является окислителем.

2. Получение сульфита калия из оксида серы(IV). Реакция кислотного оксида со щелочью.

$SO_2 + 2KOH \rightarrow K_2SO_3 + H_2O$

Реакция протекает в растворе. Полное ионное уравнение:

$SO_2 + 2K^+ + 2OH^- \rightarrow 2K^+ + SO_3^{2-} + H_2O$

Сокращенное ионное уравнение:

$SO_2 + 2OH^- \rightarrow SO_3^{2-} + H_2O$

3. Получение сульфита магния из сульфита калия. Реакция ионного обмена с образованием осадка.

$K_2SO_3 + MgCl_2 \rightarrow MgSO_3 \downarrow + 2KCl$

Реакция протекает в растворе. Полное ионное уравнение:

$2K^+ + SO_3^{2-} + Mg^{2+} + 2Cl^- \rightarrow MgSO_3 \downarrow + 2K^+ + 2Cl^-$

Сокращенное ионное уравнение:

$Mg^{2+} + SO_3^{2-} \rightarrow MgSO_3 \downarrow$

4. Получение оксида серы(IV) из сульфита магния. Реакция вытеснения слабой летучей кислоты из ее соли более сильной кислотой.

$MgSO_3 + H_2SO_4 \rightarrow MgSO_4 + SO_2 \uparrow + H_2O$

Реакция протекает с твердым веществом в растворе кислоты. Полное ионное уравнение:

$MgSO_3(s) + 2H^+ + SO_4^{2-} \rightarrow Mg^{2+} + SO_4^{2-} + SO_2 \uparrow + H_2O$

Сокращенное ионное уравнение:

$MgSO_3(s) + 2H^+ \rightarrow Mg^{2+} + SO_2 \uparrow + H_2O$

Ответ:

1. $2H_2SO_4(конц.) + Cu \xrightarrow{t} CuSO_4 + SO_2 \uparrow + 2H_2O$; Cu - восстановитель, $H_2SO_4$ - окислитель.

2. $SO_2 + 2KOH \rightarrow K_2SO_3 + H_2O$; сокращенное ионное уравнение: $SO_2 + 2OH^- \rightarrow SO_3^{2-} + H_2O$.

3. $K_2SO_3 + MgCl_2 \rightarrow MgSO_3 \downarrow + 2KCl$; сокращенное ионное уравнение: $Mg^{2+} + SO_3^{2-} \rightarrow MgSO_3 \downarrow$.

4. $MgSO_3 + H_2SO_4 \rightarrow MgSO_4 + SO_2 \uparrow + H_2O$; сокращенное ионное уравнение: $MgSO_3(s) + 2H^+ \rightarrow Mg^{2+} + SO_2 \uparrow + H_2O$.

7. Массовые доли химических элементов в соли составляют: калий — 49,4 %, сера — 20,2 %, кислород — 30,4 %. Определите формулу соли, назовите её.

Дано:

$ω(K) = 49,4\%$
$ω(S) = 20,2\%$
$ω(O) = 30,4\%$

Найти:

Формула соли — ?
Название соли — ?

Решение:

Для определения простейшей химической формулы вещества $K_xS_yO_z$ необходимо найти соотношение индексов $x:y:z$. Это соотношение равно соотношению количеств веществ (в молях) элементов, входящих в состав соединения.

1. Допустим, у нас есть 100 г этой соли. Тогда массы элементов в этом образце будут равны их массовым долям в граммах:
$m(K) = 100 г \cdot 0,494 = 49,4 г$
$m(S) = 100 г \cdot 0,202 = 20,2 г$
$m(O) = 100 г \cdot 0,304 = 30,4 г$

2. Найдем количество вещества (в молях) для каждого элемента, используя формулу $n = m/M$, где $M$ — молярная масса элемента.
Молярные массы элементов (округлённые):
$M(K) ≈ 39 г/моль$
$M(S) ≈ 32 г/моль$
$M(O) ≈ 16 г/моль$

Вычислим количество вещества:
$n(K) = \frac{49,4 г}{39 г/моль} \approx 1,267 моль$
$n(S) = \frac{20,2 г}{32 г/моль} \approx 0,631 моль$
$n(O) = \frac{30,4 г}{16 г/моль} = 1,9 моль$

3. Найдем соотношение количеств веществ элементов. Для этого разделим все полученные значения на наименьшее из них (в данном случае, на $n(S) \approx 0,631 моль$):
$x : y : z = n(K) : n(S) : n(O)$
$x : y : z = 1,267 : 0,631 : 1,9$
Делим на 0,631:
$x = \frac{1,267}{0,631} \approx 2$
$y = \frac{0,631}{0,631} = 1$
$z = \frac{1,9}{0,631} \approx 3$

Таким образом, мы получили соотношение индексов 2:1:3. Простейшая формула соли — $K_2SO_3$.

4. Назовем полученную соль. $K_2SO_3$ — это соль, образованная катионом калия ($K^+$) и анионом сернистой кислоты ($SO_3^{2-}$). Название соли — сульфит калия.

Ответ: Формула соли — $K_2SO_3$, название — сульфит калия.

8. В 1960 г 5%-ного раствора серной кислоты растворили 2,24 л аммиака (н. у.). Рассчитайте массовую долю соли в полученном растворе.

Дано:

$m(раствора\ H_2SO_4) = 1960 \ г$
$\omega(H_2SO_4) = 5\%$
$V(NH_3) = 2.24 \ л$ (н. у.)

В данном случае перевод величин в систему СИ не требуется, так как в химии для решения задач удобно использовать граммы, литры и моли.

Найти:

$\omega(соли) - ?$

Решение:

Сначала найдем массу чистой серной кислоты в исходном 5%-ном растворе. Масса раствора составляет 1960 г.
$m(H_2SO_4) = \omega(H_2SO_4) \cdot m(раствора\ H_2SO_4) = 0.05 \cdot 1960 \ г = 98 \ г$

Теперь рассчитаем количество вещества (в молях) для каждого из реагентов.
Молярная масса серной кислоты $M(H_2SO_4) = 2 \cdot 1 + 32 + 4 \cdot 16 = 98 \ г/моль$.
Количество вещества серной кислоты:
$n(H_2SO_4) = \frac{m(H_2SO_4)}{M(H_2SO_4)} = \frac{98 \ г}{98 \ г/моль} = 1 \ моль$

Объем аммиака дан при нормальных условиях (н. у.), поэтому для расчета его количества вещества используем молярный объем газов $V_m = 22.4 \ л/моль$.
Количество вещества аммиака:
$n(NH_3) = \frac{V(NH_3)}{V_m} = \frac{2.24 \ л}{22.4 \ л/моль} = 0.1 \ моль$

Сравним количество молей реагентов: $n(H_2SO_4) = 1 \ моль$ и $n(NH_3) = 0.1 \ моль$.
Поскольку серная кислота является двухосновной, она может реагировать с аммиаком с образованием средней соли $((NH_4)_2SO_4)$ при соотношении 1:2 или кислой соли $(NH_4HSO_4)$ при соотношении 1:1.
В нашем случае количество вещества кислоты $(1 \ моль)$ значительно превышает количество вещества аммиака $(0.1 \ моль)$, то есть кислота находится в большом избытке. В таких условиях реакция протекает с образованием кислой соли — гидросульфата аммония.
Запишем уравнение реакции:
$H_2SO_4 + NH_3 \rightarrow NH_4HSO_4$

Аммиак находится в недостатке, поэтому расчет продуктов реакции ведем по нему. Согласно уравнению, из $0.1 \ моль$ аммиака образуется $0.1 \ моль$ гидросульфата аммония.
$n(NH_4HSO_4) = n(NH_3) = 0.1 \ моль$

Вычислим массу образовавшейся соли. Для этого найдем молярную массу гидросульфата аммония $M(NH_4HSO_4)$:
$M(NH_4HSO_4) = 14 + 5 \cdot 1 + 32 + 4 \cdot 16 = 115 \ г/моль$
Масса соли:
$m(NH_4HSO_4) = n(NH_4HSO_4) \cdot M(NH_4HSO_4) = 0.1 \ моль \cdot 115 \ г/моль = 11.5 \ г$

Далее рассчитаем массу конечного раствора. Она складывается из массы исходного раствора серной кислоты и массы поглощенного аммиака. Найдем массу аммиака:
$M(NH_3) = 14 + 3 \cdot 1 = 17 \ г/моль$
$m(NH_3) = n(NH_3) \cdot M(NH_3) = 0.1 \ моль \cdot 17 \ г/моль = 1.7 \ г$
Масса конечного раствора:
$m(конечного\ раствора) = m(раствора\ H_2SO_4) + m(NH_3) = 1960 \ г + 1.7 \ г = 1961.7 \ г$

Наконец, рассчитаем массовую долю соли в полученном растворе по формуле:
$\omega(соли) = \frac{m(соли)}{m(конечного\ раствора)} \cdot 100\%$
$\omega(NH_4HSO_4) = \frac{11.5 \ г}{1961.7 \ г} \cdot 100\% \approx 0.586\%$

Ответ:массовая доля соли (гидросульфата аммония) в полученном растворе составляет приблизительно 0.586%.

9. Железную пластинку погрузили в раствор сульфата меди(II). Через некоторое время масса пластинки увеличилась на 0,4 г. Вычислите массу меди, выделившейся на пластинке.

Дано:

Найти:

Решение:

При погружении железной пластинки в раствор сульфата меди(II) происходит реакция замещения, так как железо является более активным металлом, чем медь. Уравнение химической реакции выглядит следующим образом:

$Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu$

Из уравнения реакции видно, что на каждый 1 моль атомов железа, который растворяется (переходит в раствор в виде ионов $Fe^{2+}$), на пластинке осаждается 1 моль атомов меди.

Увеличение массы пластинки происходит потому, что молярная масса меди больше молярной массы железа.

Вычислим молярные массы железа и меди:

$M(Fe) = 56$ г/моль

$M(Cu) = 64$ г/моль

Пусть в реакцию вступило $x$ моль железа. Тогда масса растворившегося железа равна:

$m(Fe) = n(Fe) \cdot M(Fe) = x \cdot 56$ (г)

Согласно уравнению реакции, при этом выделится $x$ моль меди. Масса выделившейся меди равна:

$m(Cu) = n(Cu) \cdot M(Cu) = x \cdot 64$ (г)

Изменение массы пластинки ($Δm$) — это разница между массой выделившейся меди и массой растворившегося железа:

$Δm = m(Cu) - m(Fe)$

Подставим известные значения и выражения в формулу:

$0,4 = 64x - 56x$

$0,4 = 8x$

Отсюда находим количество вещества $x$:

$x = \frac{0,4}{8} = 0,05$ моль

Это количество вещества меди ($n(Cu)$), которая выделилась на пластинке. Теперь можем вычислить ее массу:

$m(Cu) = n(Cu) \cdot M(Cu) = 0,05 \text{ моль} \cdot 64 \text{ г/моль} = 3,2$ г

Ответ: масса выделившейся меди составляет 3,2 г.

10. Массовая доля воды в кристаллогидрате сульфата железа(II), который называют железным купоросом, составляет 45,3 %. Выведите формулу кристаллогидрата.

Дано:

Массовая доля воды в кристаллогидрате сульфата железа(II), $\omega(H_2O) = 45,3\% = 0,453$.

Найти:

Формулу кристаллогидрата — $FeSO_4 \cdot nH_2O$.

Решение:

Общая формула кристаллогидрата сульфата железа(II), который также называют железным купоросом, имеет вид $FeSO_4 \cdot nH_2O$, где $n$ — это количество молекул кристаллизационной воды, приходящихся на одну формульную единицу соли.

Массовая доля вещества в соединении определяется по формуле:

$\omega(\text{вещества}) = \frac{\text{масса вещества}}{\text{масса всего соединения}}$

Для кристаллогидрата массовая доля воды вычисляется как отношение массы всей воды в формульной единице к молярной массе всего кристаллогидрата:

$\omega(H_2O) = \frac{n \cdot M(H_2O)}{M(FeSO_4) + n \cdot M(H_2O)}$

Сначала рассчитаем молярные массы безводной соли $FeSO_4$ и воды $H_2O$, используя относительные атомные массы элементов: $Ar(Fe) \approx 56$, $Ar(S) \approx 32$, $Ar(O) \approx 16$, $Ar(H) \approx 1$.

Молярная масса сульфата железа(II):

$M(FeSO_4) = 56 + 32 + 4 \cdot 16 = 152$ г/моль.

Молярная масса воды:

$M(H_2O) = 2 \cdot 1 + 16 = 18$ г/моль.

Подставим известные значения в формулу для массовой доли воды:

$0,453 = \frac{n \cdot 18}{152 + n \cdot 18}$

Теперь решим это уравнение относительно $n$:

$0,453 \cdot (152 + 18n) = 18n$

$0,453 \cdot 152 + 0,453 \cdot 18n = 18n$

$68,856 + 8,154n = 18n$

$68,856 = 18n - 8,154n$

$68,856 = 9,846n$

$n = \frac{68,856}{9,846} \approx 6,99 \approx 7$

Количество молекул воды должно быть целым числом, поэтому $n=7$.

Следовательно, формула кристаллогидрата сульфата железа(II) — $FeSO_4 \cdot 7H_2O$.

Ответ: $FeSO_4 \cdot 7H_2O$.

11. В трёх пробирках без этикеток находятся растворы сульфида, сульфита и сульфата калия. Как с помощью одного реактива распознать эти вещества? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Решение

Для того чтобы различить растворы сульфида калия ($K_2S$), сульфита калия ($K_2SO_3$) и сульфата калия ($K_2SO_4$) с помощью одного реактива, необходимо выбрать вещество, которое будет по-разному реагировать с анионами $S^{2-}$, $SO_3^{2-}$ и $SO_4^{2-}$. Таким реактивом является любая сильная кислота, например, соляная кислота ($HCl$) или серная кислота ($H_2SO_4$). При добавлении кислоты в каждую из пробирок будут наблюдаться различные качественные признаки.

Рассмотрим реакции с соляной кислотой ($HCl$).

Взаимодействие с сульфидом калия ($K_2S$)

При добавлении соляной кислоты к раствору сульфида калия будет выделяться бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц — сероводород ($H_2S$).

Молекулярное уравнение реакции:
$K_2S + 2HCl \rightarrow 2KCl + H_2S\uparrow$

Полное ионное уравнение:
$2K^+ + S^{2-} + 2H^+ + 2Cl^- \rightarrow 2K^+ + 2Cl^- + H_2S\uparrow$

Сокращенное ионное уравнение:
$S^{2-} + 2H^+ \rightarrow H_2S\uparrow$

Взаимодействие с сульфитом калия ($K_2SO_3$)

При добавлении соляной кислоты к раствору сульфита калия будет выделяться бесцветный газ с резким удушливым запахом (запах зажженной спички) — диоксид серы ($SO_2$).

Молекулярное уравнение реакции:
$K_2SO_3 + 2HCl \rightarrow 2KCl + SO_2\uparrow + H_2O$

Полное ионное уравнение:
$2K^+ + SO_3^{2-} + 2H^+ + 2Cl^- \rightarrow 2K^+ + 2Cl^- + SO_2\uparrow + H_2O$

Сокращенное ионное уравнение:
$SO_3^{2-} + 2H^+ \rightarrow SO_2\uparrow + H_2O$

Взаимодействие с сульфатом калия ($K_2SO_4$)

Сульфат калия является солью, образованной сильным основанием ($KOH$) и сильной кислотой ($H_2SO_4$), поэтому он не реагирует с другими сильными кислотами, такими как соляная. Видимых изменений при добавлении $HCl$ наблюдаться не будет.
$K_2SO_4 + HCl \nrightarrow$ (реакция не идет)

Ответ: Чтобы распознать вещества, в каждую из трех пробирок нужно добавить раствор сильной кислоты, например, соляной ($HCl$).
1. В пробирке, где находится сульфид калия ($K_2S$), выделится газ с запахом тухлых яиц ($H_2S$). Уравнение реакции: $K_2S + 2HCl \rightarrow 2KCl + H_2S\uparrow$; ионное: $S^{2-} + 2H^+ \rightarrow H_2S\uparrow$.
2. В пробирке с сульфитом калия ($K_2SO_3$) выделится газ с резким удушливым запахом ($SO_2$). Уравнение реакции: $K_2SO_3 + 2HCl \rightarrow 2KCl + SO_2\uparrow + H_2O$; ионное: $SO_3^{2-} + 2H^+ \rightarrow SO_2\uparrow + H_2O$.
3. В пробирке с сульфатом калия ($K_2SO_4$) видимых изменений не произойдет.

12. Разделите лист бумаги пополам вертикальной линией. Напишите уравнения восьми реакций, характеризующих химические свойства серной кислоты, так, чтобы левая часть равенства оказалась на левой половине листа, знак равенства — на черте, а правая часть уравнения — на правой половине листа. Разрежьте лист по линии, две половинки отдайте двум своим одноклассникам. Их задача — восстановить недостающие половины уравнений реакций. Проверьте их работу, поставьте свою отметку. Допишите уравнения реакций по половинкам листов, полученных от двух других одноклассников.

Ниже приведены восемь уравнений реакций, характеризующих различные химические свойства серной кислоты ($H_2SO_4$).

1. Как и все сильные кислоты, разбавленная серная кислота реагирует с активными металлами (стоящими в ряду напряжений до водорода) с выделением газообразного водорода и образованием соли.

$Zn + H_2SO_4(разб.) \rightarrow ZnSO_4 + H_2 \uparrow$

Ответ: $Zn + H_2SO_4(разб.) \rightarrow ZnSO_4 + H_2 \uparrow$

2. Серная кислота вступает в реакцию обмена с основными оксидами, в результате чего образуются соль и вода.

$CuO + H_2SO_4 \rightarrow CuSO_4 + H_2O$

Ответ: $CuO + H_2SO_4 \rightarrow CuSO_4 + H_2O$

3. Реакция нейтрализации — взаимодействие серной кислоты с основанием (например, с гидроксидом калия) с образованием соли и воды.

$H_2SO_4 + 2KOH \rightarrow K_2SO_4 + 2H_2O$

Ответ: $H_2SO_4 + 2KOH \rightarrow K_2SO_4 + 2H_2O$

4. Качественной реакцией на сульфат-ион ($SO_4^{2-}$) является взаимодействие с растворимыми солями бария, при котором выпадает белый кристаллический осадок сульфата бария ($BaSO_4$).

$H_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2HCl$

Ответ: $H_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2HCl$

5. Концентрированная серная кислота является сильным окислителем и реагирует при нагревании с малоактивными металлами (например, с медью), при этом водород не выделяется, а образуются соль, вода и продукт восстановления серы (чаще всего диоксид серы $SO_2$).

$Cu + 2H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t} CuSO_4 + SO_2 \uparrow + 2H_2O$

Ответ: $Cu + 2H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t} CuSO_4 + SO_2 \uparrow + 2H_2O$

6. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и в реакциях с неметаллами, например, с углеродом, который окисляется до углекислого газа.

$C + 2H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t} CO_2 \uparrow + 2SO_2 \uparrow + 2H_2O$

Ответ: $C + 2H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t} CO_2 \uparrow + 2SO_2 \uparrow + 2H_2O$

7. Концентрированная серная кислота обладает сильными водоотнимающими свойствами. Например, при действии на сахарозу ($C_{12}H_{22}O_{11}$) она отнимает воду, оставляя уголь.

$C_{12}H_{22}O_{11} \xrightarrow{H_2SO_4(конц.)} 12C + 11H_2O$

Ответ: $C_{12}H_{22}O_{11} \xrightarrow{H_2SO_4(конц.)} 12C + 11H_2O$

8. Серная кислота является нелетучей, поэтому она может вытеснять летучие кислоты (например, соляную) из их солей при нагревании.

$NaCl(тв.) + H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t} NaHSO_4 + HCl \uparrow$

Ответ: $NaCl(тв.) + H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t} NaHSO_4 + HCl \uparrow$