Trójtlenek siarki zwykle występuje w postaci bezbarwnej cieczy. Może również występować w postaci lodu, włóknistych kryształów lub gazu. Kiedy trójtlenek siarki zostanie wystawiony na działanie powietrza, zaczyna wydzielać się biały dym. Jest składnikiem takiej substancji chemicznie czynnej jak stężony kwas siarkowy. Jest to klarowna, bezbarwna, oleista i bardzo agresywna ciecz. Stosowany jest do produkcji nawozów, materiałów wybuchowych, innych kwasów, w przemyśle naftowym oraz w akumulatorach kwasowo-ołowiowych w samochodach.

Stężony kwas siarkowy: właściwości

Kwas siarkowy jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, działa korodująco na metale i tkaniny, a w kontakcie z zwęgleniem drewna i większości innych substancji organicznych. Niekorzystne skutki zdrowotne w wyniku wdychania mogą wystąpić w wyniku długotrwałego narażenia na niskie stężenia substancji lub krótkotrwałego narażenia na wysokie stężenia.

Stężony kwas siarkowy stosuje się do produkcji nawozów i innych chemikaliów, w rafinacji ropy naftowej, w produkcji żelaza i stali oraz do wielu innych celów. Ponieważ ma dość wysoką temperaturę wrzenia, można go wykorzystać do uwolnienia bardziej lotnych kwasów z ich soli. Stężony kwas siarkowy ma silne właściwości higroskopijne. Czasami stosuje się go jako środek suszący do odwadniania (chemicznego usuwania wody) wielu związków, takich jak węglowodany.

Reakcje kwasu siarkowego

Stężony kwas siarkowy reaguje z cukrem w nietypowy sposób, pozostawiając po sobie kruchą, gąbczastą czarną masę węgla. Podobną reakcję obserwuje się po kontakcie ze skórą, celulozą i innymi włóknami roślinnymi i zwierzęcymi. Po zmieszaniu stężonego kwasu z wodą wydziela się duża ilość ciepła, wystarczająca do natychmiastowego wrzenia. W celu rozcieńczenia należy go dodawać powoli do zimnej wody, ciągle mieszając, aby ograniczyć gromadzenie się ciepła. Kwas siarkowy reaguje z cieczą, tworząc hydraty o wyraźnych właściwościach.

Charakterystyka fizyczna

Bezbarwna i bezwonna ciecz w rozcieńczonym roztworze ma kwaśny smak. Kwas siarkowy jest niezwykle agresywny w przypadku kontaktu ze skórą i wszystkimi tkankami ciała, powodując poważne oparzenia w przypadku bezpośredniego kontaktu. W czystej postaci H 2 SO4 nie jest przewodnikiem prądu elektrycznego, jednak po dodaniu wody sytuacja zmienia się w odwrotnym kierunku.

Niektóre właściwości są takie, że masa cząsteczkowa wynosi 98,08. Temperatura wrzenia wynosi 327 stopni Celsjusza, temperatura topnienia wynosi -2 stopnie Celsjusza. Kwas siarkowy jest mocnym kwasem mineralnym i jednym z głównych produktów przemysłu chemicznego ze względu na jego szerokie zastosowanie komercyjne. Tworzy się naturalnie w wyniku utleniania materiałów siarczkowych, takich jak siarczek żelaza.

Właściwości chemiczne kwasu siarkowego (H 2 SO4) przejawiają się w różnych reakcjach chemicznych:

1. Podczas interakcji z zasadami powstają dwie serie soli, w tym siarczany.
2. Reaguje z węglanami i wodorowęglanami tworząc sole i dwutlenek węgla (CO2).
3. Oddziałuje na metale w różny sposób, w zależności od temperatury i stopnia rozcieńczenia. Zimno i rozcieńczenie uwalnia wodór, gorąco i stężone uwalniają emisję SO2.
4. Roztwór H2SO4 (stężony kwas siarkowy) podczas gotowania rozkłada się na trójtlenek siarki (SO3) i wodę (H2O). Właściwości chemiczne obejmują także rolę silnego środka utleniającego.

Niebezpieczeństwo pożaru

Kwas siarkowy jest wysoce reaktywny i w przypadku kontaktu zapala drobno rozproszone materiały palne. Po podgrzaniu zaczynają wydzielać się bardzo toksyczne gazy. Jest wybuchowy i niekompatybilny z dużą liczbą substancji. W podwyższonych temperaturach i ciśnieniach mogą wystąpić dość agresywne zmiany chemiczne i odkształcenia. Może gwałtownie reagować z wodą i innymi cieczami, powodując rozpryski.

Zagrożenie dla zdrowia

Kwas siarkowy powoduje korozję wszystkich tkanek organizmu. Wdychanie oparów może spowodować poważne uszkodzenie płuc. Uszkodzenie błony śluzowej oczu może prowadzić do całkowitej utraty wzroku. Kontakt ze skórą może powodować ciężką martwicę. Nawet kilka kropli może być śmiertelne, jeśli kwas przedostanie się do tchawicy. Przewlekłe narażenie może powodować zapalenie tchawicy i oskrzeli, zapalenie jamy ustnej, zapalenie spojówek, zapalenie żołądka. Może wystąpić perforacja żołądka i zapalenie otrzewnej, którym towarzyszy zapaść krążeniowa. Kwas siarkowy jest bardzo żrący i należy się z nim obchodzić ze szczególną ostrożnością. Oznaki i objawy narażenia mogą być poważne i obejmować ślinienie, skrajne pragnienie, trudności w połykaniu, ból, wstrząs i oparzenia. Wymiociny mają zwykle kolor mielonej kawy. Ostre narażenie przez drogi oddechowe może powodować kichanie, chrypkę, zadławienie, zapalenie krtani, duszność, podrażnienie dróg oddechowych i ból w klatce piersiowej. Może również wystąpić krwawienie z nosa i dziąseł, obrzęk płuc, przewlekłe zapalenie oskrzeli i zapalenie płuc. Narażenie skóry może powodować poważne, bolesne oparzenia i zapalenie skóry.

Pierwsza pomoc

1. Umieścić ofiarę na świeżym powietrzu. Personel służb ratunkowych powinien unikać narażenia na kwas siarkowy.
2. Oceń parametry życiowe, w tym tętno i częstość oddechów. Jeżeli nie wykryje się tętna, należy podjąć działania reanimacyjne w zależności od dodatkowych obrażeń. Jeżeli oddychanie jest trudne, zapewnić wsparcie oddechowe.
3. Jak najszybciej zdjąć zabrudzoną odzież.
4. W przypadku kontaktu z oczami płukać ciepłą wodą przez co najmniej 15 minut, skórę przemyć wodą z mydłem.
5. W przypadku wdychania toksycznych oparów należy przepłukać usta dużą ilością wody, nie pić i nie wywoływać wymiotów.
6. Przetransportuj ofiary do placówki medycznej.

OVR zostały w artykule specjalnie wyróżnione kolorem. Zwróć na nie szczególną uwagę. Równania te mogą pojawić się na egzaminie Unified State Exam.

Rozcieńczony kwas siarkowy zachowuje się jak inne kwasy, ukrywając swoje właściwości utleniające:

I jeszcze jedna rzecz, o której warto pamiętać rozcieńczony kwas siarkowy: ona nie reaguje z ołowiem. Kawałek ołowiu wrzucony do rozcieńczonego H2SO4 pokrywa się warstwą nierozpuszczalnego (patrz tabela rozpuszczalności) siarczanu ołowiu i reakcja natychmiast się zatrzymuje.

Właściwości utleniające kwasu siarkowego

– ciężka oleista ciecz, nielotna, pozbawiona smaku i zapachu

Dzięki siarki na stopniu utlenienia +6 (wyższym) kwas siarkowy nabiera silnych właściwości utleniających.

Zasada do zadania 24 (stare A24) podczas przygotowywania roztworów kwasu siarkowego Nigdy nie należy wlewać do niego wody. Stężony kwas siarkowy wlewać cienkim strumieniem do wody, ciągle mieszając.

Reakcja stężonego kwasu siarkowego z metalami

Reakcje te są ściśle wystandaryzowane i przebiegają według schematu:

H2SO4(stężony) + metal → siarczan metalu + H2O + zredukowany produkt siarkowy.

Istnieją dwa niuanse:

1) Aluminium, żelazo I chrom W normalnych warunkach nie reagują z H2SO4 (stężonym) ze względu na pasywację. Trzeba podgrzać.

2) C platyna I złoto H2SO4 (stężony) w ogóle nie reaguje.

Siarka V stężony kwas siarkowy- utleniacz

• Oznacza to, że sam się zregeneruje;
• stopień utlenienia, do jakiego redukuje się siarkę, zależy od metalu.

Rozważmy diagram stanu utlenienia siarki:

• Zanim -2 siarkę można redukować jedynie bardzo aktywnymi metalami - w szeregu napięć aż do aluminium włącznie.

Reakcje będą wyglądać następująco:

8Li+5H 2 WIĘC 4( stęż. .) → 4Li 2 WIĘC 4 + 4H 2 O+H 2 S

4Mg + 5H 2 WIĘC 4( stęż. .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S

8Al + 15H 2 WIĘC 4( stęż. .) (t) → 4Al 2 (WIĘC 4 ) 3 +12H 2 O+3H 2 S

• po oddziaływaniu H2SO4 (stęż.) z metalami w szeregu napięć po aluminium, ale przed żelazem, to znaczy w przypadku metali o średniej aktywności siarka ulega redukcji 0 :

3Mn + 4H 2 WIĘC 4( stęż. .) → 3MnSO2 4 + 4H 2 O+S↓

2Cr + 4H 2 WIĘC 4( stęż. .) (t) → Kr 2 (WIĘC 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓

3Zn + 4H 2 WIĘC 4( stęż. .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓

• wszystkie inne metale zaczynając od sprzętu w szeregu napięć (w tym także po wodorze, z wyjątkiem oczywiście złota i platyny) mogą zredukować siarkę jedynie do +4. Ponieważ są to metale niskoaktywne:

2 Fe + 6 H 2 WIĘC 4 (stężone) ( T)→ Fe 2 ( WIĘC 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 WIĘC 2

(należy pamiętać, że żelazo utlenia się do +3, najwyższego możliwego stopnia utlenienia, ponieważ jest silnym utleniaczem)

Cu+2H 2 WIĘC 4( stęż. .) → CuSO 4 + 2H 2 O+SO 2

2Ag + 2H 2 WIĘC 4( stęż. .) → Ag 2 WIĘC 4 + 2H 2 O+SO 2

Oczywiście wszystko jest względne. Głębokość regeneracji będzie zależeć od wielu czynników: stężenia kwasu (90%, 80%, 60%), temperatury itp. Dlatego nie da się całkowicie dokładnie przewidzieć produktów. Powyższa tabela ma również swój własny przybliżony procent, ale możesz go użyć. Należy również pamiętać, że w jednolitym badaniu państwowym, gdy produkt zredukowanej siarki nie jest wskazany, a metal nie jest szczególnie aktywny, najprawdopodobniej kompilatory mają na myśli SO2. Trzeba przyjrzeć się sytuacji i poszukać wskazówek w warunkach.

WIĘC 2 - jest to na ogół powszechny produkt ORR z udziałem stęż. Kwas Siarkowy.

H2SO4 (stężony) trochę się utlenia niemetale(które wykazują właściwości redukujące), z reguły do ​​maksymalnie - najwyższego stopnia utlenienia (powstaje tlenek tego niemetalu). W tym przypadku siarka jest również redukowane do SO 2:

C+2H 2 WIĘC 4( stęż. .) → KO 2 + 2H 2 O+2SO 2

2P+5H 2 WIĘC 4( stęż. .) → P 2 O 5 +5H 2 O+5SO 2

Świeżo powstały tlenek fosforu (V) reaguje z wodą, tworząc kwas ortofosforowy. Dlatego reakcję rejestruje się natychmiast:

2P+5H 2 WIĘC 4( stęż. ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O+5SO 2

To samo z borem, zamienia się w kwas ortoborowy:

2B+3H 2 WIĘC 4( stęż. ) → 2H 3 BO 3 +3SO 2

Bardzo interesujące jest oddziaływanie siarki o stopniu utlenienia +6 (w kwasie siarkowym) z „inną” siarką (zlokalizowaną w innym związku). W ramach Unified State Examination rozważane jest oddziaływanie H2SO4 (stęż.). z siarką (prostą substancją) i siarkowodorem.

Zacznijmy od interakcji siarka (prosta substancja) ze stężonym kwasem siarkowym. W substancji prostej stopień utlenienia wynosi 0, w kwasie +6. W tym ORR siarka +6 utleni siarkę 0. Spójrzmy na diagram stopni utlenienia siarki:

Siarka 0 utleni się, a siarka +6 zostanie zmniejszona, to znaczy obniży stopień utlenienia. Dwutlenek siarki zostanie uwolniony:

2 H 2 WIĘC 4 (stężone) + S → 3 WIĘC 2 + 2 H 2 O

Ale w przypadku siarkowodoru:

Powstaje zarówno siarka (prosta substancja), jak i dwutlenek siarki:

H 2 WIĘC 4( stęż. .) +H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O

Zasada ta może często pomóc w identyfikacji produktu ORR, w którym środek utleniający i środek redukujący są tym samym pierwiastkiem, na różnych stopniach utlenienia. Utleniacz i reduktor „spotykają się w połowie drogi” zgodnie ze diagramem stopnia utlenienia.

H2SO4 (stężony), w ten czy inny sposób, oddziałuje z halogenkami. Tylko tutaj musisz zrozumieć, że fluor i chlor to „sami z wąsami” i ORR nie występuje w przypadku fluorków i chlorków, ulega konwencjonalnemu procesowi wymiany jonowej, podczas którego powstaje gazowy halogenowodór:

CaCl 2 + H 2 SO 4 (stęż.) → CaSO 4 + 2HCl

CaF 2 + H 2 SO 4 (stęż.) → CaSO 4 + 2HF

Ale halogeny w składzie bromków i jodków (a także w składzie odpowiednich halogenowodorów) utleniają się do wolnych halogenów. Tylko siarka ulega redukcji na różne sposoby: jodek jest silniejszym środkiem redukującym niż bromek. Dlatego jodek redukuje siarkę do siarkowodoru, a bromek do dwutlenku siarki:

2H 2 WIĘC 4( stęż. .) + 2NaBr → Na 2 WIĘC 4 + 2H 2 O+SO 2 +Br 2

H 2 WIĘC 4( stęż. .) + 2HBr → 2H 2 O+SO 2 +Br 2

5H 2 WIĘC 4( stęż. .) + 8NaI → 4Na 2 WIĘC 4 + 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

H 2 WIĘC 4( stęż. .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

Chlorowodór i fluorowodór (oraz ich sole) są odporne na utleniające działanie H2SO4 (stęż.).

I na koniec ostatnia rzecz: jest to unikalne rozwiązanie w przypadku stężonego kwasu siarkowego, nikt inny nie może tego zrobić. Ona ma właściwości usuwania wody.

Pozwala to na wykorzystanie stężonego kwasu siarkowego na różne sposoby:

Po pierwsze, suszenie substancji. Stężony kwas siarkowy usuwa wodę z substancji, przez co substancja „wysycha”.

Po drugie, katalizator w reakcjach, w których eliminuje się wodę (na przykład odwodnienie i estryfikacja):

H 3 C – COOH + HO – CH 3 (H 2 SO 4 (stęż.)) → H 3 C – C (O) – O – CH 3 + H 2 O

H 3 C – CH 2 –OH (H 2 SO 4 (stęż.)) → H 2 C = CH 2 + H 2 O

Właściwości fizyczne kwasu siarkowego:
Ciężka oleista ciecz („olej witriolu”);
gęstość 1,84 g/cm3; nielotny, dobrze rozpuszczalny w wodzie - przy silnym ogrzewaniu; t°pl. = 10,3°C, t°wrzenia. = 296°C, bardzo higroskopijny, posiada właściwości odwadniające (zwęglenie papieru, drewna, cukru).

Ciepło hydratacji jest tak duże, że mieszanina może się zagotować, rozpryskiwać i powodować oparzenia. Dlatego konieczne jest dodanie kwasu do wody, a nie odwrotnie, ponieważ gdy woda zostanie dodana do kwasu, lżejsza woda trafi na powierzchnię kwasu, gdzie skupi się całe wytworzone ciepło.

Przemysłowa produkcja kwasu siarkowego (metoda kontaktowa):

1) 4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2) 2SO 2 + O 2 V 2 O 5 → 2SO 3

3) nSO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 4 nSO 3 (oleum)

Pokruszony, oczyszczony, mokry piryt (piryt siarkowy) wlewa się do pieca na górze w celu wypalenia w „ łóżko wodne„. Powietrze wzbogacone w tlen przepuszczane jest od dołu (zasada przepływu przeciwprądowego).
Z pieca wydobywa się gaz piecowy, którego skład to: SO 2, O 2, para wodna (piryt był mokry) i drobne cząstki żużla (tlenek żelaza). Gaz jest oczyszczany z zanieczyszczeń z cząstek stałych (w cyklonie i elektrofiltrze) oraz pary wodnej (w wieży suszącej).
W aparacie kontaktowym dwutlenek siarki utlenia się za pomocą katalizatora V 2 O 5 (pięciotlenek wanadu) w celu zwiększenia szybkości reakcji. Proces utleniania jednego tlenku do drugiego jest odwracalny. Dlatego wybiera się optymalne warunki reakcji bezpośredniej - podwyższone ciśnienie (ponieważ reakcja bezpośrednia zachodzi ze zmniejszeniem całkowitej objętości) i temperaturę nie wyższą niż 500 C (ponieważ reakcja jest egzotermiczna).

W wieży absorpcyjnej tlenek siarki (VI) jest absorbowany przez stężony kwas siarkowy.
Nie stosuje się absorpcji przez wodę, ponieważ tlenek siarki rozpuszcza się w wodzie z wydzieleniem dużej ilości ciepła, więc powstały kwas siarkowy wrze i zamienia się w parę. Aby zapobiec tworzeniu się mgły kwasu siarkowego, należy stosować 98% stężony kwas siarkowy. Tlenek siarki bardzo dobrze rozpuszcza się w takim kwasie, tworząc oleum: H 2 SO 4 nSO 3

Właściwości chemiczne kwasu siarkowego:

H 2 SO 4 to mocny kwas dwuzasadowy, jeden z najsilniejszych kwasów mineralnych, ze względu na dużą polarność wiązanie H – O łatwo ulega rozerwaniu.

1) Kwas siarkowy dysocjuje w roztworze wodnym , tworząc jon wodorowy i resztę kwasową:
H2SO4 = H + + HSO4 -;
HSO 4 - = H + + SO 4 2- .
Równanie podsumowujące:
H2SO4 = 2H + + SO4 2-.

2) Oddziaływanie kwasu siarkowego z metalami:
Rozcieńczony kwas siarkowy rozpuszcza tylko metale z szeregu napięcia na lewo od wodoru:
Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (rozcieńczony) → Zn +2 SO 4 + H 2

3) Reakcja kwasu siarkowegoz tlenkami zasadowymi:
CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

4) Reakcja kwasu siarkowego zwodorotlenki:
H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 → CuSO 4 + 2H 2 O

5) Reakcje wymiany z solami:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Tworzenie się białego osadu BaSO 4 (nierozpuszczalnego w kwasach) służy do wykrywania kwasu siarkowego i rozpuszczalnych siarczanów (reakcja jakościowa na jon siarczanowy).

Specjalne właściwości stężonego H 2 SO 4:

1) Stężony jest kwas siarkowy silny środek utleniający ; podczas interakcji z metalami (z wyjątkiem Au, Pt) ulega redukcji do S +4 O 2, S 0 lub H 2 S -2 w zależności od aktywności metalu. Bez ogrzewania nie reaguje z Fe, Al, Cr - pasywacja. Podczas interakcji z metalami o zmiennej wartościowości te ostatnie utleniają się na wyższe stopnie utlenienia niż w przypadku rozcieńczonego roztworu kwasu: Fe 0→ Fe 3+, Cr 0→ Cr 3+, Mn 0→Mn 4+,Sen 0→ Sn 4+

Aktywny metal

8 Al + 15 H 2 SO 4 (stęż.) → 4Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3 H2S
4│2Al 0 – 6 mi— → 2Al 3+ — utlenianie
3│ S 6+ + 8e → S 2– powrót do zdrowia

4Mg+ 5H 2 SO 4 → 4MgSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Metal o średniej aktywności

2Cr + 4 H 2 SO 4 (stęż.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - utlenianie
1│ S 6+ + 6e → S 0 – powrót do zdrowia

Metal niskoaktywny

2Bi + 6H 2 SO 4 (stęż.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3 TAK 2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – utlenianie
3│ S 6+ + 2e →S 4+ - powrót do zdrowia

2Ag + 2H 2 SO 4 →Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

2) Stężony kwas siarkowy utlenia niektóre niemetale, zwykle do maksymalnego stopnia utlenienia, a sam jest redukowany doS+4O2:

C + 2H 2 SO 4 (stęż.) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

S+ 2H 2 SO 4 (stęż.) → 3SO 2 + 2H 2 O

2P+ 5H 2 SO 4 (stęż.) → 5SO 2 + 2H 3 PO 4 + 2H 2 O

3) Utlenianie substancji złożonych:
Kwas siarkowy utlenia HI i HBr do wolnych halogenów:
2 KBr + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2H 2 O
2 KI + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + SO 2 + Ja 2 + 2H 2 O
Stężony kwas siarkowy nie może utleniać jonów chlorkowych do wolnego chloru, co umożliwia otrzymanie HCl w reakcji wymiany:
NaCl + H2SO4 (stężony) = NaHSO4 + HCl

Kwas siarkowy usuwa chemicznie związaną wodę ze związków organicznych zawierających grupy hydroksylowe. Odwodnienie alkoholu etylowego w obecności stężonego kwasu siarkowego daje etylen:
C 2 H 5 OH = C 2 H 4 + H 2 O.

Zwęglenie cukru, celulozy, skrobi i innych węglowodanów w kontakcie z kwasem siarkowym tłumaczy się również ich odwodnieniem:
C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 = 18H 2 O + 12SO 2 + 6CO 2.

Kwas z metalem jest specyficzny dla tych klas związków. W jego trakcie proton wodoru ulega redukcji i w połączeniu z anionem kwasowym zostaje zastąpiony kationem metalu. Jest to przykład reakcji, w wyniku której powstaje sól, chociaż istnieje kilka rodzajów interakcji, które nie przestrzegają tej zasady. Zachodzą one jako reakcje redoks i nie towarzyszy im wydzielanie wodoru.

Zasady reakcji kwasów z metalami

Wszystkie reakcje z metalem prowadzą do powstania soli. Jedynym wyjątkiem jest być może reakcja metalu szlachetnego z wodą królewską, mieszaniną kwasu solnego i jakąkolwiek inną interakcją kwasów z metalami, prowadzącą do powstania soli. Jeśli kwas nie jest ani stężonym kwasem siarkowym, ani azotowym, wówczas jako produkt wydziela się wodór cząsteczkowy.

Ale kiedy reaguje stężony kwas siarkowy, interakcja z metalami przebiega zgodnie z zasadą procesu utleniania i redukcji. W związku z tym eksperymentalnie zidentyfikowano dwa rodzaje interakcji pomiędzy typowymi metalami i mocnymi kwasami nieorganicznymi:

• oddziaływanie metali z rozcieńczonymi kwasami;
• interakcja ze stężonym kwasem.

Reakcje pierwszego typu zachodzą z dowolnym kwasem. Jedynymi wyjątkami są stężony kwas azotowy o dowolnym stężeniu. Reagują według drugiego typu i prowadzą do powstania soli i produktów redukcji siarki i azotu.

Typowe oddziaływania kwasów z metalami

Metale znajdujące się na lewo od wodoru w standardowym szeregu elektrochemicznym reagują z innymi kwasami o różnym stężeniu, z wyjątkiem kwasu azotowego, tworząc sól i uwalniając wodór cząsteczkowy. Metale znajdujące się na prawo od wodoru w szeregu elektroujemnym nie mogą reagować z powyższymi kwasami i oddziałują wyłącznie z kwasem azotowym, niezależnie od jego stężenia, ze stężonym kwasem siarkowym oraz z wodą królewską. Jest to typowa reakcja pomiędzy kwasami i metalami.

Reakcje metali ze stężonym kwasem siarkowym

Reakcje z rozcieńczonym kwasem azotowym

Rozcieńczony kwas azotowy reaguje z metalami znajdującymi się po lewej i prawej stronie wodoru. Podczas reakcji z metalami aktywnymi powstaje amoniak, który natychmiast rozpuszcza się i reaguje z anionem azotanowym, tworząc kolejną sól. Kwas reaguje z metalami średnioaktywnymi, uwalniając azot cząsteczkowy. W przypadku substancji o niskiej aktywności reakcja przebiega z uwolnieniem dwuwartościowego tlenku azotu. Najczęściej w jednej reakcji powstaje kilka produktów redukcji siarki. Przykłady reakcji przedstawiono w załączniku graficznym poniżej.

Reakcje ze stężonym kwasem azotowym

W tym przypadku azot działa również jako środek utleniający. Wszystkie reakcje kończą się utworzeniem soli i uwolnieniem reakcji redoks.Schematy przebiegu reakcji redoks zaproponowano w załączniku graficznym. W tym przypadku na szczególną uwagę zasługuje reakcja z pierwiastkami mało aktywnymi. To oddziaływanie kwasów z metalami jest niespecyficzne.

Reaktywność metali

Metale dość łatwo reagują z kwasami, chociaż istnieje kilka substancji obojętnych. Są to także pierwiastki posiadające wysoki standardowy potencjał elektrochemiczny. Istnieje wiele metali zbudowanych na podstawie tego wskaźnika. Nazywa się to szeregiem elektroujemności. Jeśli metal znajduje się na lewo od wodoru, może reagować z rozcieńczonym kwasem.

Jest tylko jeden wyjątek: żelazo i aluminium, ze względu na tworzenie się na swojej powierzchni tlenków 3-wartościowych, nie mogą reagować z kwasem bez ogrzewania. Jeśli mieszaninę ogrzeje się, warstwa tlenku metalu początkowo reaguje, a następnie sama rozpuszcza się w kwasie. Metale znajdujące się na prawo od wodoru w szeregu aktywności elektrochemicznej nie mogą reagować z kwasami nieorganicznymi, w tym z rozcieńczonym kwasem siarkowym. Od reguły są dwa wyjątki: metale te rozpuszczają się w stężonym i rozcieńczonym kwasie azotowym oraz wodzie królewskiej. W tym ostatnim nie można rozpuścić jedynie rodu, rutenu, irydu i osmu.

STOSUNEK METALI DO KWASÓW

Najczęściej w praktyce chemicznej stosuje się mocne kwasy, takie jak kwas siarkowy. H2SO4, chlorowodorek HCl i azot HNO3 . Następnie rozważamy związek różnych metali z wymienionymi kwasami.

Kwas chlorowodorowy ( HCl)

Kwas solny to techniczna nazwa kwasu solnego. Otrzymuje się go przez rozpuszczenie gazowego chlorowodoru w wodzie - HCl . Ze względu na słabą rozpuszczalność w wodzie stężenie kwasu solnego w normalnych warunkach nie przekracza 38%. Dlatego niezależnie od stężenia kwasu solnego proces dysocjacji jego cząsteczek w roztworze wodnym przebiega aktywnie:

HCl H + + Cl -

W procesie tym powstają jony wodoru H+ działać jako środek utleniający, utleniający metale znajdujące się w szeregu aktywności na lewo od wodoru . Interakcja przebiega według następującego schematu:

Ja + HClsól +H 2

W tym przypadku solą jest chlorek metalu ( NiCl2, CaCl2, AlCl3 ), w którym liczba jonów chlorkowych odpowiada stopniowi utlenienia metalu.

Kwas solny jest słabym utleniaczem, do którego utleniają się metale o zmiennej wartościowości najniższe dodatnie stopnie utlenienia:

Fe 0 → Fe2+

Co 0 → Co2+

Ni 0 → Ni2+

Cr 0 →Cr2+

Mn 0 → Mn 2+ I itp. .

Przykład:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│ Al 0 – 3 mi- → Al 3+ - utlenianie

3│2H + + 2 mi- → H 2 - powrót do zdrowia

Kwas solny pasywuje ołów ( Pb ). Pasywacja ołowiu spowodowana jest tworzeniem się na jego powierzchni trudnorozpuszczalnego w wodzie chlorku ołowiu ( II ), który chroni metal przed dalszym narażeniem na działanie kwasu:

Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2

Kwas Siarkowy (H 2 WIĘC 4 )

Przemysł produkuje kwas siarkowy o bardzo wysokim stężeniu (do 98%). Należy uwzględnić różnicę we właściwościach utleniających rozcieńczonego roztworu i stężonego kwasu siarkowego w stosunku do metali.

Rozcieńczony kwas siarkowy

W rozcieńczonym wodnym roztworze kwasu siarkowego większość jego cząsteczek dysocjuje:

H 2 SO 4 H + + HSO 4 -

HSO 4 - H + + SO 4 2-

Wytworzone jony H+ wykonać funkcję Środek utleniający .

Podobnie jak kwas solny, rozcieńczony reaguje roztwór kwasu siarkowego tylko z aktywnymi metalami I średnia aktywność (znajduje się w szeregu aktywności aż do wodoru).

Reakcja chemiczna przebiega według następującego schematu:

Meh+H2SO4(razb .) → sól+H2

Przykład:

2 Al + 3 H 2 SO 4 (rozcieńczony) → Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

1│2Al 0 – 6 mi- → 2Al 3+ - utlenianie

3│2H + + 2 mi- → H 2 - powrót do zdrowia

Metale o zmiennej wartościowości utlenia się rozcieńczonym roztworem kwasu siarkowego najniższe dodatnie stopnie utlenienia:

Fe 0 → Fe2+

Co 0 → Co2+

Ni 0 → Ni2+

Cr 0 → Cr2+

Mn 0 → Mn 2+ I itp. .

Ołów ( Pb ) nie rozpuszcza się w kwasie siarkowym (jeśli jego stężenie jest mniejsze niż 80%) , ponieważ powstała sól PbSO4 nierozpuszczalny i tworzy warstwę ochronną na powierzchni metalu.

Stężony kwas siarkowy

W stężonym roztworze kwasu siarkowego (powyżej 68%) znajduje się większość cząsteczek niezdysocjowany dlatego warunek siarka działa jako środek utleniający , który jest na najwyższym stopniu utlenienia ( S+6 ). Stężony H2SO4 utlenia wszystkie metale, których potencjał elektrody standardowej jest mniejszy od potencjału utleniacza – jonu siarczanowego SO 4 2- (0,36 V). W związku z tym z stężony reagują z kwasem siarkowym i niektóre metale niskoreaktywne .

Proces oddziaływania metali ze stężonym kwasem siarkowym w większości przypadków przebiega według następującego schematu:

Ja + H 2 WIĘC4 (skondensowane)sól + woda + produkt redukcyjny H 2 WIĘC 4

Produkty do regeneracji kwas siarkowy może zawierać następujące związki siarki:

Praktyka pokazała, że ​​gdy metal reaguje ze stężonym kwasem siarkowym, uwalniana jest mieszanina produktów redukcji, składająca się z H2S, S i SO2. Jednak jeden z tych produktów powstaje w przeważających ilościach. Określany jest charakter głównego produktu aktywność metalu : im wyższa aktywność, tym głębszy proces redukcji siarki w kwasie siarkowym.

Oddziaływanie metali o różnej aktywności ze stężonym kwasem siarkowym można przedstawić na poniższym schemacie:

Aluminium (Glin ) I żelazo ( Fe ) nie reaguj zimno stężony H2SO4 , pokrywając się gęstymi filmami tlenkowymi, ale po podgrzaniu reakcja postępuje.

Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt nie reagować z kwasem siarkowym.

Stężony jest kwas siarkowy silny środek utleniający dlatego też, gdy oddziałują z nim metale o zmiennej wartościowości, te ostatnie ulegają utlenieniu na wyższe stopnie utlenienia niż w przypadku rozcieńczonego roztworu kwasu:

Fe 0→ Fe3+,

Cr 0→ Cr3+,

Mn 0→Mn 4+,

Sen 0→ Sn 4+

Ołów ( Pb ) utlenia się do dwuwartościowy stan z utworzeniem rozpuszczalnego wodorosiarczanu ołowiuPb ( HSO 4 ) 2 .

Przykłady:

Aktywny metal

8 A1 + 15 H 2 SO 4 (stęż.) →4A1 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S

4│2 Al 0 – 6 mi- → 2 Al 3+ - utlenianie

3│ S 6+ + 8 mi → S 2- - powrót do zdrowia

Metal o średniej aktywności

2 Cr + 4 H 2 SO 4 (stęż.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S

1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - utlenianie

1│ S 6+ + 6 mi → S 0 - powrót do zdrowia

Metal niskoaktywny

2Bi + 6H 2 SO 4 (stęż.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3SO 2

1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – utlenianie

3│ S 6+ + 2 mi → S 4+ - powrót do zdrowia

Kwas azotowy ( HNO 3 )

Osobliwością kwasu azotowego jest to, że azot zawarty jest w kompozycji NR 3 - ma najwyższy stopień utlenienia +5 i dlatego ma silne właściwości utleniające. Maksymalna wartość potencjału elektrody dla jonu azotanowego wynosi 0,96 V, dlatego kwas azotowy jest silniejszym utleniaczem niż kwas siarkowy. Rolę utleniacza w reakcjach metali z kwasem azotowym pełni N 5+ . Stąd, wodór H 2 nigdy się nie wyróżnia gdy metale oddziałują z kwasem azotowym ( niezależnie od stężenia ). Proces przebiega według następującego schematu:

Ja + HNO 3 sól + woda + produkt redukcyjny HNO 3

Produkty do odzyskiwania HNO 3 :

Zwykle podczas reakcji kwasu azotowego z metalem powstaje mieszanina produktów redukcji, ale z reguły jeden z nich dominuje. Który produkt będzie główny, zależy od stężenia kwasu i aktywności metalu.

Stężony kwas azotowy

Roztwór kwasu o gęstościρ > 1,25 kg/m 3, co odpowiada
stężenia > 40%. Niezależnie od aktywności metalu, reakcja interakcji z nim HNO3 (stężony) przebiega według następującego schematu:

Ja + HNO 3 (stęż.)→ sól + woda + NIE 2

Metale szlachetne nie reagują ze stężonym kwasem azotowym (Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt ) i wiele metali (Glin , Ti , Kr , Fe , Współ , Ni ) Na niska temperatura pasywowany stężonym kwasem azotowym. Reakcja jest możliwa wraz ze wzrostem temperatury i przebiega według schematu przedstawionego powyżej.

Przykłady

Aktywny metal

Al + 6 HNO 3 (stęż.) → Al (NO 3 ) 3 + 3 H 2 O + 3 NO 2

1│ Al 0 – 3 e → Al 3+ - utlenianie

3│ N 5+ + mi → N 4+ - powrót do zdrowia

Metal o średniej aktywności

Fe + 6 HNO 3(stęż.) → Fe(NO 3) 3 + 3H 2O + 3NO

1│ Fe 0 – 3e → Fe 3+ - utlenianie

3│ N 5+ + mi → N 4+ - powrót do zdrowia

Metal niskoaktywny

Ag + 2HNO 3 (stęż.) → AgNO 3 + H 2 O + NO 2

1│ Ag 0 – e → Ag + - utlenianie

1│ N 5+ + mi → N 4+ - powrót do zdrowia

Rozcieńczyć kwas azotowy

Produkt regeneracyjny zależy od kwasu azotowego w rozcieńczonym roztworze aktywność metalu biorący udział w reakcji:

Przykłady:

Aktywny metal

8 Al + 30 HNO 3(rozcieńcz.) → 8Al(NO 3) 3 + 9H 2 O + 3NH 4 NO 3

8│ Al 0 – 3e → Al 3+ - utlenianie

3│ N 5+ + 8 mi → N 3- - powrót do zdrowia

Amoniak powstały podczas redukcji kwasu azotowego natychmiast reaguje z nadmiarem kwasu azotowego, tworząc sól – azotan amonu NH4NO3:

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3.

Metal o średniej aktywności

10Cr + 36HNO 3(rozcieńcz.) → 10Cr(NO 3) 3 + 18H 2O + 3N 2

10│ Cr 0 – 3 e → Cr 3+ - utlenianie

3│ 2 N 5+ + 10 mi → N 2 0 - powrót do zdrowia

Z wyjątkiem azot cząsteczkowy ( N 2 ) gdy metale o pośredniej aktywności oddziałują z rozcieńczonym kwasem azotowym, powstają w równych ilościach Tlenek azotu ( I) – N2O . W równaniu reakcji musisz napisać jedna z tych substancji .

Metal niskoaktywny

3Ag + 4HNO 3(rozcieńcz.) → 3AgNO 3 + 2H 2O + NO

3│ Ag 0 – e → Ag + - utlenianie

1│ N 5+ + 3 e → N 2+ - powrót do zdrowia

„Woda królewska”

„Wódka królewska” (wcześniej kwasy nazywano wódkami) to mieszanina jednej objętości kwasu azotowego i trzech do czterech objętości stężonego kwasu solnego, który ma bardzo wysoką aktywność utleniającą. Taka mieszanina jest w stanie rozpuścić niektóre metale o niskiej aktywności, które nie reagują z kwasem azotowym. Wśród nich jest „król metali” – złoto. Ten efekt wódki „regia” tłumaczy się faktem, że kwas azotowy utlenia kwas solny, uwalniając wolny chlor i tworząc chlorotlenek azotu ( III ) lub chlorek nitrozylu – NOCl:

HNO 3 + 3 HCl → Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl

2NOCl → 2NO + Cl2

Chlor w momencie uwolnienia składa się z atomów. Chlor atomowy jest silnym utleniaczem, dzięki któremu „wódka regia” oddziałuje nawet na najbardziej obojętne „metale szlachetne”.

Reakcje utleniania złota i platyny przebiegają według następujących równań:

Au + HNO 3 + 4 HCl → H + NO + 2H 2 O

3Pt + 4HNO3 + 18HCl → 3H2 + 4NO + 8H2O

Dla Ru, Os, Rh i Ir „Aqua regia” nie działa.

EA Nudnova, M.V. Andriukowa