Kwas siarkowy(VI) H₂SO₄ – wzór, właściwości, otrzymywanie i reakcje

Kwas siarkowy(VI), H₂SO₄, to mocny, dwuprotonowy kwas tlenowy siarki. W stanie stężonym jest bezbarwną, oleistą, ciężką cieczą (gęstość ok. 1,84 g/cm³), silnie higroskopijną i żrącą. Rozcieńczony zachowuje się jak typowy mocny kwas, a stężony dodatkowo działa odwadniająco i utleniająco. Jego sole to siarczany(VI) i wodorosiarczany(VI). To jeden z najważniejszych związków przemysłu chemicznego.

H₂SO₄ – najważniejsze dane

Wzór strukturalny i budowa

Centralny atom siarki jest połączony z dwiema grupami –OH i dwoma atomami tlenu (wiązaniami zapisywanymi zwykle jako podwójne S=O). Cząsteczka ma budowę tetraedryczną wokół atomu siarki: (HO)₂SO₂. To właśnie dwa atomy wodoru z grup –OH mogą odszczepiać się jako kationy H⁺.

Dysocjacja – dlaczego H₂SO₄ jest mocnym kwasem?

Kwas siarkowy(VI) dysocjuje dwustopniowo:

I stopień: H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄⁻ (praktycznie całkowicie)
II stopień: HSO₄⁻ ⇌ H⁺ + SO₄²⁻ (K_a2 ≈ 1·10⁻² – dysocjacja niecałkowita)

W zadaniach szkolnych zwykle przyjmuje się zapis sumaryczny H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻. Więcej o tym, co właściwie znaczy „mocny kwas”, przeczytasz w artykule H₂SO₄ – kwas mocny, czyli jaki?

Właściwości kwasu stężonego i rozcieńczonego

Najważniejsze reakcje kwasu siarkowego(VI)

• z zasadami (zobojętnianie): 2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2H₂O; przy niedomiarze zasady powstaje wodorosiarczan: NaOH + H₂SO₄ → NaHSO₄ + H₂O,
• z tlenkami metali: CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O,
• z solami słabszych lub lotnych kwasów: Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O,
• z jonami baru – wykrywanie siarczanów(VI): Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓ (biały osad nierozpuszczalny w kwasach).

Otrzymywanie – metoda kontaktowa

1. Spalanie siarki (lub prażenie siarczków): S + O₂ → SO₂
2. Utlenianie SO₂ na katalizatorze (V₂O₅, ok. 400–450 °C): 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃
3. Pochłanianie SO₃ w stężonym kwasie (bezpośrednie wprowadzanie do wody daje trudną do wychwycenia mgłę): H₂SO₄ + SO₃ → H₂S₂O₇ (oleum)
4. Rozcieńczanie oleum wodą: H₂S₂O₇ + H₂O → 2H₂SO₄

W laboratorium tlenek siarki(VI) reaguje z wodą bezpośrednio: SO₃ + H₂O → H₂SO₄.

Zastosowanie

• produkcja nawozów mineralnych (np. superfosfatu) – największe zużycie,
• elektrolit w akumulatorach kwasowo-ołowiowych,
• przemysł chemiczny: barwniki, detergenty, tworzywa, inne kwasy,
• katalizator i środek odwadniający, np. w estryfikacji i w mieszaninie nitrującej (z HNO₃) – więcej w artykule H₂SO₄ – więcej niż katalizator,
• osuszanie gazów i rafinacja produktów naftowych.

Bezpieczeństwo – zawsze kwas do wody

Stężony kwas siarkowy(VI) powoduje ciężkie oparzenia chemiczne. Podczas mieszania z wodą wydziela się dużo ciepła, dlatego przy rozcieńczaniu zawsze wlewa się kwas do wody, powoli i mieszając – nigdy odwrotnie, bo woda dolana do kwasu może gwałtownie zawrzeć i rozprysnąć roztwór. Pracuje się w okularach, rękawicach i pod wyciągiem.

Najczęstsze błędy na maturze

• „Stężony H₂SO₄ z miedzią daje wodór” – produktem redukcji jest SO₂, nie H₂.
• „Żelazo roztwarza się w stężonym H₂SO₄” – na zimno ulega pasywacji; z kwasem rozcieńczonym daje FeSO₄ i wodór.
• Mylenie siarczanów(VI) z siarczanami(IV) – H₂SO₄ tworzy siarczany(VI), a H₂SO₃ – siarczany(IV).
• Odwracanie kolejności przy rozcieńczaniu – kwas do wody, nie woda do kwasu.

Zobacz też: H₂SO₄ – kwas mocny, czyli jaki? · Reakcje metali z kwasami – wykłady wideo · Prawda o reakcjach kwasów z metalami · Wypieranie kwasów z soli · Chemia do matury – przewodnik po działach