Oxid sírový sa zvyčajne javí ako bezfarebná kvapalina. Môže existovať aj vo forme ľadu, vláknitých kryštálov alebo plynu. Keď je oxid sírový vystavený vzduchu, začína sa uvoľňovať biely dym. Je súčasťou takej chemicky aktívnej látky, akou je koncentrovaná kyselina sírová. Je to číra, bezfarebná, olejovitá a veľmi agresívna kvapalina. Používa sa pri výrobe hnojív, výbušnín, iných kyselín, v petrolejárskom priemysle, do olovených akumulátorov v automobiloch.

Koncentrovaná kyselina sírová: vlastnosti

Kyselina sírová je vysoko rozpustná vo vode, má korozívne účinky na kovy a tkaniny a pri kontakte zuhoľnatene drevo a väčšinu ostatných organických látok. Nepriaznivé zdravotné účinky pri vdýchnutí sa môžu vyskytnúť v dôsledku dlhodobého vystavenia nízkym koncentráciám látky alebo krátkodobého vystavenia vysokým koncentráciám.

Koncentrovaná kyselina sírová sa používa na výrobu hnojív a iných chemikálií, pri rafinácii ropy, pri výrobe železa a ocele a na mnohé iné účely. Pretože má dosť vysoký bod varu, môže sa použiť na uvoľnenie viac prchavých kyselín z ich solí. Koncentrovaná kyselina sírová má silnú hygroskopickú vlastnosť. Niekedy sa používa ako sušidlo na dehydratáciu (chemické odstránenie vody) mnohých zlúčenín, ako sú sacharidy.

Reakcie kyseliny sírovej

Koncentrovaná kyselina sírová reaguje s cukrom nezvyčajným spôsobom a zanecháva za sebou krehkú, hubovitú čiernu hmotu uhlíka. Podobná reakcia sa pozoruje pri vystavení koži, celulóze a iným rastlinným a živočíšnym vláknam. Keď sa koncentrovaná kyselina zmieša s vodou, uvoľňuje veľké množstvo tepla, ktoré je dostatočné na to, aby spôsobilo okamžitý var. Na zriedenie by sa mal pomaly pridávať do studenej vody za stáleho miešania, aby sa obmedzilo hromadenie tepla. Kyselina sírová reaguje s kvapalinou a vytvára hydráty s výraznými vlastnosťami.

fyzicka charakteristika

Bezfarebná kvapalina bez zápachu v zriedenom roztoku má kyslú chuť. Kyselina sírová je pri kontakte s pokožkou a všetkými tkanivami tela mimoriadne agresívna a pri priamom kontakte spôsobuje vážne popáleniny. Vo svojej čistej forme H 2 SO4 nie je vodič elektriny, ale situácia sa mení v opačnom smere s pridaním vody.

Niektoré vlastnosti sú, že molekulová hmotnosť je 98,08. Teplota varu je 327 stupňov Celzia, teplota topenia -2 stupne Celzia. Kyselina sírová je silná minerálna kyselina a jeden z hlavných produktov chemického priemyslu vzhľadom na jej široké komerčné využitie. Vzniká prirodzene oxidáciou sulfidových materiálov, ako je sulfid železa.

Chemické vlastnosti kyseliny sírovej (H 2 SO4) sa prejavujú v rôznych chemických reakciách:

1. Pri interakcii s alkáliami sa vytvárajú dve série solí vrátane síranov.
2. Reaguje s uhličitanmi a hydrogénuhličitanmi za vzniku solí a oxidu uhličitého (CO 2).
3. Na kovy pôsobí rôzne, v závislosti od teploty a stupňa riedenia. Studený a zriedený uvoľňuje vodík, horúci a koncentrovaný uvoľňuje emisie SO 2 .
4. Roztok H 2 SO4 (koncentrovaná kyselina sírová) sa varením rozkladá na oxid sírový (SO 3) a vodu (H 2 O). Medzi chemické vlastnosti patrí aj úloha silného oxidačného činidla.

Nebezpečenstvo požiaru

Kyselina sírová je vysoko reaktívna na zapálenie jemne rozptýlených horľavých materiálov pri kontakte. Pri zahrievaní sa začnú uvoľňovať vysoko toxické plyny. Je výbušný a nekompatibilný s veľkým množstvom látok. Pri zvýšených teplotách a tlakoch môže dochádzať k dosť agresívnym chemickým zmenám a deformáciám. Môže prudko reagovať s vodou a inými kvapalinami a spôsobiť striekanie.

Hazard so zdravím

Kyselina sírová koroduje všetky telesné tkanivá. Vdychovanie pár môže spôsobiť vážne poškodenie pľúc. Poškodenie sliznice očí môže viesť k úplnej strate zraku. Kontakt s pokožkou môže spôsobiť závažnú nekrózu. Dokonca aj niekoľko kvapiek môže byť smrteľných, ak sa kyselina dostane do priedušnice. Chronická expozícia môže spôsobiť tracheobronchitídu, stomatitídu, konjunktivitídu, gastritídu. Môže sa vyskytnúť perforácia žalúdka a peritonitída sprevádzaná kolapsom krvného obehu. Kyselina sírová je veľmi žieravá a malo by sa s ňou zaobchádzať mimoriadne opatrne. Príznaky a symptómy expozície môžu byť závažné a zahŕňajú slintanie, extrémny smäd, ťažkosti s prehĺtaním, bolesť, šok a popáleniny. Zvratky majú zvyčajne farbu mletej kávy. Akútne vdýchnutie môže spôsobiť kýchanie, chrapot, dusenie, laryngitídu, dýchavičnosť, podráždenie dýchacích ciest a bolesť na hrudníku. Môže sa vyskytnúť aj krvácanie z nosa a ďasien, pľúcny edém, chronická bronchitída a zápal pľúc. Expozícia kože môže spôsobiť vážne bolestivé popáleniny a dermatitídu.

Prvá pomoc

1. Umiestnite obete na čerstvý vzduch. Personál pohotovostných služieb by sa mal vyhýbať vystaveniu kyseline sírovej.
2. Posúďte vitálne funkcie vrátane pulzu a frekvencie dýchania. Ak sa pulz nezistí, vykonajte resuscitačné opatrenia v závislosti od ďalších zranení. Ak je dýchanie ťažké, poskytnite podporu dýchania.
3. Čo najskôr vyzlečte znečistený odev.
4. Pri zasiahnutí očí vyplachujte teplou vodou aspoň 15 minút, pokožku umyte mydlom a vodou.
5. Ak sa nadýchate toxických výparov, mali by ste si vypláchnuť ústa veľkým množstvom vody, sami by ste nemali piť ani vyvolávať zvracanie.
6. Prepravte obete do zdravotníckeho zariadenia.

OVR sú v článku špeciálne farebne zvýraznené. Venujte im osobitnú pozornosť. Tieto rovnice sa môžu objaviť na jednotnej štátnej skúške.

Zriedená kyselina sírová sa správa ako iné kyseliny a skrýva svoje oxidačné schopnosti:

A ešte jedna vec na zapamätanie zriedená kyselina sírová: ona nereaguje s olovom. Kúsok olova vhodený do zriedenej H2SO4 sa pokryje vrstvou nerozpustného (pozri tabuľku rozpustnosti) síranu olovnatého a reakcia sa okamžite zastaví.

Oxidačné vlastnosti kyseliny sírovej

– ťažká olejovitá kvapalina, neprchavá, bez chuti a zápachu

Vďaka síre v oxidačnom stupni +6 (vyššom) získava kyselina sírová silné oxidačné vlastnosti.

Pravidlo pre úlohu 24 (stará A24) pri príprave roztokov kyseliny sírovej Nikdy by ste do nej nemali nalievať vodu. Koncentrovaná kyselina sírová by sa mala nalievať do vody tenkým prúdom za stáleho miešania.

Reakcia koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi

Tieto reakcie sú prísne štandardizované a riadia sa schémou:

H2SO4(konc.) + kov → síran kovu + H2O + redukovaný produkt síry.

Existujú dve nuansy:

1) Hliník, železo A chróm V dôsledku pasivácie za normálnych podmienok nereagujú s H2SO4 (konc.). Je potrebné zahriať.

2) C platina A zlato H2SO4 (konc) vôbec nereaguje.

Síra V koncentrovaná kyselina sírová- okysličovadlo

• To znamená, že sa sám zotaví;
• stupeň oxidácie, na ktorý sa síra redukuje, závisí od kovu.

Uvažujme diagram oxidačného stavu síry:

• Predtým -2 síra môže byť redukovaná len veľmi aktívnymi kovmi - v sérii napätí až po hliník vrátane.

Reakcie budú vyzerať takto:

8Li + 5H 2 SO 4( konc. .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O+H 2 S

4 mg + 5H 2 SO 4( konc. .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S

8Al + 15H 2 SO 4( konc. .) (t) -> 4Al 2 (SO 4 ) 3 +12H 2 0+3H 2 S

• pri interakcii H2SO4 (konc) s kovmi v sérii napätí po hliníku, ale pred železom, teda pri kovoch s priemernou aktivitou sa síra redukuje na 0 :

3Mn + 4H 2 SO 4( konc. .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O+S↓

2Cr + 4H 2 SO 4( konc. .) (t)→Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓

3Zn + 4H 2 SO 4( konc. .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓

• všetky ostatné kovy počnúc hardvérom v množstve napätí (vrátane tých po vodíku, samozrejme okrem zlata a platiny) dokážu zredukovať síru len na +4. Keďže ide o kovy s nízkou aktivitou:

2 Fe + 6 H 2 SO 4 (konc.) ( t)→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 SO 2

(všimnite si, že železo oxiduje na +3, najvyšší možný oxidačný stav, keďže ide o silné oxidačné činidlo)

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

2Ag + 2H 2 SO 4( konc. .) → Ag 2 SO 4 + 2H 2 O+SO 2

Samozrejme, všetko je relatívne. Hĺbka regenerácie bude závisieť od mnohých faktorov: koncentrácia kyseliny (90%, 80%, 60%), teplota atď. Preto je nemožné úplne presne predpovedať produkty. Vyššie uvedená tabuľka má tiež svoje približné percento, ale môžete ju použiť. Je tiež potrebné pamätať na to, že pri jednotnej štátnej skúške, keď nie je uvedený produkt redukovanej síry a kov nie je obzvlášť aktívny, potom kompilátori s najväčšou pravdepodobnosťou znamenajú SO 2. Treba sa pozrieť na situáciu a hľadať indície v podmienkach.

SO 2 - ide všeobecne o bežný produkt ORR za účasti konc. kyselina sírová.

H2SO4 (conc) oxiduje niektoré nekovy(ktoré vykazujú redukčné vlastnosti spravidla na maximum - najvyšší stupeň oxidácie (tvorí sa oxid tohto nekovu). V tomto prípade sa síra tiež redukuje na SO 2:

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

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

Čerstvo vytvorený oxid fosforečný (V) reaguje s vodou za vzniku kyseliny ortofosforečnej. Preto sa reakcia okamžite zaznamená:

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

To isté s bórom sa mení na kyselinu ortoboritú:

2B + 3H 2 SO 4( konc. ) → 2H 3 B.O. 3 +3SO 2

Veľmi zaujímavá je interakcia síry s oxidačným stavom +6 (v kyseline sírovej) s „inou“ sírou (nachádzajúcou sa v inej zlúčenine). V rámci Jednotnej štátnej skúšky sa uvažuje o interakcii H2SO4 (konc). so sírou (jednoduchá látka) a sírovodíkom.

Začnime interakciou síra (jednoduchá látka) s koncentrovanou kyselinou sírovou. V jednoduchej látke je oxidačný stav 0, v kyseline je +6. V tomto ORR bude síra +6 oxidovať síru 0. Pozrime sa na diagram oxidačných stavov síry:

Síra 0 bude oxidovať a síra +6 sa zníži, to znamená, že sa zníži oxidačný stav. Oxid siričitý sa uvoľní:

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

Ale v prípade sírovodíka:

Vznikajú síra (jednoduchá látka) aj oxid siričitý:

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

Tento princíp môže často pomôcť pri identifikácii produktu ORR, kde oxidačné činidlo a redukčné činidlo sú tým istým prvkom v rôznych oxidačných stavoch. Oxidačné činidlo a redukčné činidlo sa „stretnú na polceste“ podľa diagramu oxidačného stavu.

H2SO4 (conc), tak či onak, interaguje s halogenidmi. Len tu musíte pochopiť, že fluór a chlór sú „sami s fúzmi“ a ORR sa nevyskytuje pri fluoridoch a chloridoch prechádza konvenčným procesom iónovej výmeny, počas ktorého sa tvorí plynný halogenovodík:

CaCl2 + H2S04 (konc.) -> CaS04 + 2HCl

CaF2 + H2S04 (konc.) -> CaS04 + 2HF

Halogény v zložení bromidov a jodidov (ako aj v zložení zodpovedajúcich halogenovodíkov) sa však oxidujú na voľné halogény. Len síra sa redukuje rôznymi spôsobmi: jodid je silnejšie redukčné činidlo ako bromid. Preto jodid redukuje síru na sírovodík a bromid na oxid siričitý:

2H 2 SO 4( konc. .) + 2NaBr -> Na 2 SO 4 + 2H 2 O+SO 2 +Br 2

H 2 SO 4( konc. .) + 2HBr -> 2H 2 O+SO 2 +Br 2

5H 2 SO 4( konc. .) + 8NaI -> 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

H 2 SO 4( konc. .) + 8HI -> 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

Chlorovodík a fluorovodík (ako aj ich soli) sú odolné voči oxidačnému pôsobeniu H2SO4 (konc).

A nakoniec posledná vec: toto je jedinečné pre koncentrovanú kyselinu sírovú, nikto iný to nedokáže. Ona má vlastnosť odvádzajúca vodu.

To umožňuje použitie koncentrovanej kyseliny sírovej rôznymi spôsobmi:

Po prvé, sušenie látok. Koncentrovaná kyselina sírová odstraňuje vodu z látky a tá „vysychá“.

Po druhé, katalyzátor v reakciách, pri ktorých sa eliminuje voda (napríklad dehydratácia a esterifikácia):

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

H3C–CH2-OH (H2SO4 (konc.)) → H2C =CH2 + H20

Fyzikálne vlastnosti kyseliny sírovej:
Ťažká olejovitá kvapalina („vitriolový olej“);
hustota 1,84 g/cm3; neprchavé, vysoko rozpustné vo vode - so silným zahrievaním; t°pl. = 10,3 °C, t°var. = 296°C, veľmi hygroskopický, má vlastnosti odstraňujúce vodu (zuhoľnatenie papiera, dreva, cukru).

Hydratačné teplo je také veľké, že zmes môže vrieť, špliechať a spôsobiť popáleniny. Preto je potrebné do vody pridávať kyselinu a nie naopak, keďže keď sa do kyseliny pridá voda, ľahšia voda skončí na povrchu kyseliny, kde sa bude koncentrovať všetko vzniknuté teplo.

Priemyselná výroba kyseliny sírovej (kontaktná metóda):

1) 4FeS2 + 1102 → 2Fe203 + 8SO2

2) 2SO 2 + O 2 V 2 O 5 → 2SO 3

3) nS03 + H2S04 → H2S04nS03 (oleum)

Rozdrvený, čistený, mokrý pyrit (sírový pyrit) sa nasype do pece zhora na vypálenie v " fluidného lôžka". Vzduch obohatený kyslíkom prechádza zdola (princíp protiprúdu).
Z pece vychádza pecný plyn, ktorého zloženie je: SO 2, O 2, vodná para (pyrit bol vlhký) a drobné čiastočky škváry (oxid železa). Plyn sa čistí od nečistôt pevných častíc (v cyklóne a elektrickom odlučovači) a vodnej pary (v sušiacej veži).
V kontaktnom zariadení sa oxid siričitý oxiduje pomocou katalyzátora V205 (oxid vanadičný), aby sa zvýšila rýchlosť reakcie. Proces oxidácie jedného oxidu na druhý je reverzibilný. Preto sú zvolené optimálne podmienky pre priamu reakciu - zvýšený tlak (keďže k priamej reakcii dochádza so znížením celkového objemu) a teplota nie vyššia ako 500 C (pretože reakcia je exotermická).

V absorpčnej veži je oxid sírový (VI) absorbovaný koncentrovanou kyselinou sírovou.
Absorpcia vodou sa nepoužíva, pretože oxid sírový sa rozpúšťa vo vode za uvoľnenia veľkého množstva tepla, takže výsledná kyselina sírová vrie a mení sa na paru. Aby ste zabránili tvorbe hmly kyseliny sírovej, použite 98% koncentrovanú kyselinu sírovú. Oxid sírový sa v takejto kyseline veľmi dobre rozpúšťa a vytvára oleum: H 2 SO 4 nSO 3

Chemické vlastnosti kyseliny sírovej:

H 2 SO 4 je silná dvojsýtna kyselina, jedna z najsilnejších minerálnych kyselín, vďaka svojej vysokej polarite sa väzba H – O ľahko rozbije.

1) Kyselina sírová disociuje vo vodnom roztoku , tvoriaci vodíkový ión a kyslý zvyšok:
H2S04 = H+ + HS04-;
HS04- = H+ + S042-.
Súhrnná rovnica:
H2S04 = 2H++S042-.

2) Interakcia kyseliny sírovej s kovmi:
Zriedená kyselina sírová rozpúšťa iba kovy v rade napätia naľavo od vodíka:
Zn 0 + H 2 + 1 SO 4 (zriedený) → Zn + 2 SO 4 + H 2

3) Reakcia kyseliny sírovejso zásaditými oxidmi:
CuO + H2S04 → CuS04 + H20

4) Reakcia kyseliny sírovej shydroxidy:
H2S04 + 2NaOH -> Na2S04 + 2H20
H2SO4 + Cu(OH)2 → CuS04 + 2H20

5) Výmenné reakcie so soľami:
BaCl2 + H2S04 -> BaS04↓ + 2HCl
Tvorba bielej zrazeniny BaSO 4 (nerozpustná v kyselinách) sa využíva na detekciu kyseliny sírovej a rozpustných síranov (kvalitatívne reakcie na síranový ión).

Špeciálne vlastnosti koncentrovanej H 2 SO 4:

1) Koncentrovaný kyselina sírová je silné oxidačné činidlo ; pri interakcii s kovmi (okrem Au, Pt) sa redukuje na S +4 O 2, S 0 alebo H 2 S -2 v závislosti od aktivity kovu. Bez zahrievania nereaguje s Fe, Al, Cr - pasivácia. Pri interakcii s kovmi s premenlivou mocnosťou tieto kovy oxidujú do vyšších oxidačných stavov ako v prípade zriedeného roztoku kyseliny: Fe 0→ Fe 3+, Cr 0→ Cr3+, Mn0→Mn 4+,Sn 0→ Sn 4+

Aktívny kov

8 Al + 15 H2S04 (konc.) → 4Al2 (S04) 3 + 12H20 + 3 H2S
4│2Al 0 – 6 e— → 2Al 3+ — oxidácia
3│ S 6+ + 8e → S 2– zotavenie

4Mg+ 5H2S04 → 4MgS04 + H2S + 4H20

Stredne aktívny kov

2Cr + 4H2S04 (konc.) → Cr2(SO4)3 + 4 H20 + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - oxidácia
1│ S 6+ + 6e → S 0 – zotavenie

Nízko aktívny kov

2Bi + 6H2S04 (konc.) → Bi2 (S04)3 + 6H20 + 3 TAK 2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – oxidácia
3│ S 6+ + 2e →S 4+ - zotavenie

2Ag + 2H2S04 →Ag2S04 + SO2 + 2H20

2) Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje niektoré nekovy, zvyčajne na maximálny oxidačný stav, a sama sa redukuje naS+4O2:

C + 2H2S04 (konc) → CO2 + 2S02 + 2H20

S+ 2H2S04 (konc) -> 3S02 + 2H20

2P+ 5H2S04 (konc) → 5SO2 + 2H3P04 + 2H20

3) Oxidácia komplexných látok:
Kyselina sírová oxiduje HI a HBr na voľné halogény:
2 KBr + 2H2S04 = K2S04 + S02 + Br2 + 2H20
2 KI + 2H2S04 = K2S04 + S02 + I2 + 2H20
Koncentrovaná kyselina sírová nedokáže oxidovať chloridové ióny na voľný chlór, čo umožňuje získať HCl výmennou reakciou:
NaCl + H2S04 (konc.) = NaHS04 + HCl

Kyselina sírová odstraňuje chemicky viazanú vodu z organických zlúčenín obsahujúcich hydroxylové skupiny. Dehydratáciou etylalkoholu v prítomnosti koncentrovanej kyseliny sírovej vzniká etylén:
C2H5OH = C2H4 + H20.

Zuhoľnatenie cukru, celulózy, škrobu a iných uhľohydrátov pri kontakte s kyselinou sírovou sa vysvetľuje aj ich dehydratáciou:
C6H1206 + 12H2S04 = 18H20 + 12S02 + 6C02.

Kyselina s kovom je špecifická pre tieto triedy zlúčenín. Počas jeho priebehu sa protón vodíka redukuje a v spojení s aniónom kyseliny je nahradený katiónom kovu. Toto je príklad reakcie, pri ktorej vzniká soľ, aj keď existuje niekoľko typov interakcií, ktoré sa neriadia týmto princípom. Prebiehajú ako redoxné reakcie a nie sú sprevádzané uvoľňovaním vodíka.

Princípy reakcií kyselín s kovmi

Všetky reakcie s kovom vedú k tvorbe solí. Výnimkou je snáď len reakcia ušľachtilého kovu s Aqua regia, zmesou kyseliny chlorovodíkovej a akákoľvek iná interakcia kyselín s kovmi vedie k tvorbe soli. Ak kyselina nie je koncentrovaná sírová ani dusičná, potom sa ako produkt uvoľňuje molekulárny vodík.

Ale keď koncentrovaná kyselina sírová reaguje, interakcia s kovmi prebieha podľa princípu oxidačno-redukčného procesu. Preto boli experimentálne identifikované dva typy interakcií medzi typickými kovmi a silnými anorganickými kyselinami:

• interakcia kovov so zriedenými kyselinami;
• interakcia s koncentrovanou kys.

Reakcie prvého typu sa vyskytujú s akoukoľvek kyselinou. Jedinou výnimkou sú koncentrované a kyselina dusičná akejkoľvek koncentrácie. Reagujú podľa druhého typu a vedú k tvorbe solí a produktov redukcie síry a dusíka.

Typické interakcie kyselín s kovmi

Kovy umiestnené naľavo od vodíka v štandardnej elektrochemickej sérii reagujú s inými kyselinami rôznych koncentrácií, s výnimkou kyseliny dusičnej, za vzniku soli a uvoľnenia molekulárneho vodíka. Kovy nachádzajúce sa napravo od vodíka v sérii elektronegativity nemôžu reagovať s vyššie uvedenými kyselinami a interagujú iba s kyselinou dusičnou, bez ohľadu na jej koncentráciu, s koncentrovanou kyselinou sírovou a s Aqua regia. Ide o typickú reakciu medzi kyselinami a kovmi.

Reakcie kovov s koncentrovanou kyselinou sírovou

Reakcie so zriedenou kyselinou dusičnou

Zriedená kyselina dusičná reaguje s kovmi umiestnenými naľavo a napravo od vodíka. Pri reakcii s aktívnymi kovmi vzniká amoniak, ktorý sa okamžite rozpúšťa a reaguje s dusičnanovým aniónom za vzniku ďalšej soli. Kyselina reaguje so stredne aktívnymi kovmi a uvoľňuje molekulárny dusík. Pri málo aktívnych prebieha reakcia s uvoľňovaním dvojmocného oxidu dusíka. Najčastejšie pri jednej reakcii vzniká niekoľko produktov redukcie síry. Príklady reakcií sú uvedené v grafickej prílohe nižšie.

Reakcie s koncentrovanou kyselinou dusičnou

V tomto prípade dusík pôsobí aj ako oxidačné činidlo. Všetky reakcie končia tvorbou soli a uvoľnením redoxných reakcií Schémy priebehu redoxných reakcií sú navrhnuté v grafickej prílohe. V tomto prípade si osobitnú pozornosť zaslúži reakcia s nízkoaktívnymi prvkami. Táto interakcia kyselín s kovmi je nešpecifická.

Reaktivita kovov

Kovy reagujú s kyselinami pomerne ľahko, aj keď existuje niekoľko inertných látok. Sú to tiež prvky, ktoré majú vysoký štandardný elektrochemický potenciál. Existuje množstvo kovov, ktoré sú postavené na základe tohto ukazovateľa. Nazýva sa to séria elektronegativity. Ak je kov v ňom naľavo od vodíka, potom je schopný reagovať so zriedenou kyselinou.

Existuje len jedna výnimka: železo a hliník v dôsledku tvorby 3-valentných oxidov na svojom povrchu nemôžu reagovať s kyselinou bez zahrievania. Ak sa zmes zahrieva, film oxidu kovu najskôr reaguje a potom sa sám rozpustí v kyseline. Kovy umiestnené napravo od vodíka v sérii elektrochemickej aktivity nemôžu reagovať s anorganickou kyselinou, vrátane zriedenej kyseliny sírovej. Existujú dve výnimky z pravidla: tieto kovy sa rozpúšťajú v koncentrovanej a zriedenej kyseline dusičnej a aqua regia. Len ródium, ruténium, irídium a osmium v ​​nich nemožno rozpustiť.

POMER KOVOV KU KYSELINÁM

V chemickej praxi sa najčastejšie používajú silné kyseliny, ako je kyselina sírová. H2SO4, chlorovodíková HCl a dusík HNO3 . Ďalej uvažujeme o vzťahu rôznych kovov k uvedeným kyselinám.

Kyselina chlorovodíková ( HCl)

Kyselina chlorovodíková je technický názov pre kyselinu chlorovodíkovú. Získava sa rozpustením plynného chlorovodíka vo vode - HCl . Kvôli nízkej rozpustnosti vo vode koncentrácia kyseliny chlorovodíkovej za normálnych podmienok nepresahuje 38 %. Preto, bez ohľadu na koncentráciu kyseliny chlorovodíkovej, proces disociácie jej molekúl vo vodnom roztoku prebieha aktívne:

HCl H + + Cl -

V tomto procese vznikajú vodíkové ióny H+ pôsobí ako oxidačné činidlo, oxiduje kovy nachádzajúce sa v rade aktivít naľavo od vodíka . Interakcia prebieha podľa nasledujúcej schémy:

ja + HClsoľ +H 2

V tomto prípade je soľou chlorid kovu ( NiCl2, CaCl2, AlCl3 ), v ktorom počet chloridových iónov zodpovedá oxidačnému stavu kovu.

Kyselina chlorovodíková je slabé oxidačné činidlo, takže kovy s premenlivou mocnosťou sa oxidujú na najnižšie pozitívne oxidačné stavy:

Fe 0 → Fe 2+

Co 0 → Co2+

Ni 0 → Ni 2+

Cr 0 →Cr 2+

Mn 0 → Mn 2+ A atď. .

Príklad:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│ Al 0 – 3 e- → Al 3+ - oxidácia

3│2 H++ 2 e- → H 2 - zotavenie

Kyselina chlorovodíková pasivuje olovo ( Pb ). Pasivácia olova je spôsobená tvorbou vo vode ťažko rozpustného chloridu olovnatého na jeho povrchu ( II ), ktorý chráni kov pred ďalším vystavením kyseline:

Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2

Kyselina sírová (H 2 SO 4 )

Priemysel vyrába kyselinu sírovú vo veľmi vysokej koncentrácii (až 98 %). Je potrebné vziať do úvahy rozdiel v oxidačných vlastnostiach zriedeného roztoku a koncentrovanej kyseliny sírovej vzhľadom na kovy.

Zriediť kyselinu sírovú

V zriedenom vodnom roztoku kyseliny sírovej väčšina jej molekúl disociuje:

H2SO4H+ + HSO4-

HS04 - H++ SO4 2-

Produkované ióny H+ vykonávať funkciu oxidačné činidlo .

Ako kyselina chlorovodíková, zriedený roztok kyseliny sírovej reaguje len s aktívnymi kovmi A priemerná aktivita (umiestnené v sérii aktivít až po vodík).

Chemická reakcia prebieha podľa nasledujúcej schémy:

Meh+H2SO4(razb .) → soľ+H2

Príklad:

2 Al + 3 H 2 SO 4 (ried.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

1│2Al 0 – 6 e- → 2Al 3+ - oxidácia

3│2 H++ 2 e- → H 2 - zotavenie

Kovy s premenlivou mocnosťou sa oxidujú zriedeným roztokom kyseliny sírovej na najnižšie pozitívne oxidačné stavy:

Fe 0 → Fe 2+

Co 0 → Co2+

Ni 0 → Ni 2+

Cr 0 → Cr 2+

Mn 0 → Mn 2+ A atď. .

Viesť ( Pb ) nerozpúšťa sa v kyseline sírovej (ak je jej koncentrácia nižšia ako 80 %) , pretože výsledná soľ PbSO4 nerozpustný a vytvára na povrchu kovu ochranný film.

Koncentrovaná kyselina sírová

V koncentrovanom roztoku kyseliny sírovej (nad 68%) je väčšina molekúl v nedisociované stav teda síra pôsobí ako oxidačné činidlo , ktorý je v najvyššom oxidačnom stave ( S+6 ). Koncentrovaný H2SO4 oxiduje všetky kovy, ktorých štandardný elektródový potenciál je menší ako potenciál oxidačného činidla – síranového iónu SO 4 2- (0,36 V). V tejto súvislosti s koncentrovaný reagovať s kyselinou sírovou a niektoré málo reaktívne kovy .

Proces interakcie kovov s koncentrovanou kyselinou sírovou vo väčšine prípadov prebieha podľa nasledujúcej schémy:

ja + H 2 SO4 (konc.)soľ + voda + redukčný prípravok H 2 SO 4

Regeneračné produkty kyselina sírová môže obsahovať nasledujúce zlúčeniny síry:

Prax ukázala, že keď kov reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou, uvoľňuje sa zmes redukčných produktov, pozostávajúca z H2S, S a SO2. Jeden z týchto produktov sa však tvorí v prevažujúcich množstvách. Určuje sa povaha hlavného produktu kovová činnosť : čím vyššia aktivita, tým hlbší je proces redukcie síry v kyseline sírovej.

Interakciu kovov rôznej aktivity s koncentrovanou kyselinou sírovou možno znázorniť na nasledujúcom diagrame:

hliník (Al ) A železo ( Fe ) nereagujte s chladný koncentrovaný H2SO4 , pokryje sa hustými oxidovými filmami, ale keď sa zahreje, reakcia pokračuje.

Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt nereagujú s kyselinou sírovou.

Koncentrovaný kyselina sírová je silné oxidačné činidlo preto, keď s ním interagujú kovy s premenlivou valenciou, tieto sú oxidované do vyšších oxidačných stavov ako v prípade zriedeného roztoku kyseliny:

Fe 0→ Fe 3+,

Cr 0→ Cr3+,

Mn 0→Mn 4+,

Sn 0→ Sn 4+

Viesť ( Pb ) oxiduje na dvojmocný stav s tvorbou rozpustného hydrogénsíranu olovnatéhoPb ( HSO 4 ) 2 .

Príklady:

Aktívne kov

8 Al + 15 H2S04 (konc.) →4A12(S04)3 + 12H20 + 3H2S

4│2 Al 0 – 6 e- → 2 Al 3+ - oxidácia

3│ S 6+ + 8 e → S 2- - zotavenie

Stredne aktívny kov

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

1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - oxidácia

1│ S 6+ + 6 e → S 0 - zotavenie

Nízko aktívny kov

2Bi + 6H2S04 (konc.) → Bi2(S04)3 + 6H20 + 3S02

1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – oxidácia

3│ S 6+ + 2 e → S 4+ - zotavenie

Kyselina dusičná ( HNO 3 )

Zvláštnosťou kyseliny dusičnej je, že v kompozícii je zahrnutý dusík NIE 3 - má najvyšší oxidačný stav +5 a preto má silné oxidačné vlastnosti. Maximálna hodnota elektródového potenciálu pre dusičnanový ión je 0,96 V, preto je kyselina dusičná silnejšie oxidačné činidlo ako kyselina sírová. Úlohu oxidačného činidla pri reakciách kovov s kyselinou dusičnou zohráva N5+ . teda vodík H 2 nikdy nevyčnieva keď kovy interagujú s kyselinou dusičnou ( bez ohľadu na koncentráciu ). Proces prebieha podľa nasledujúcej schémy:

ja + HNO 3 soľ + voda + redukčný prípravok HNO 3

Produkty na obnovu HNO 3 :

Zvyčajne, keď kyselina dusičná reaguje s kovom, vzniká zmes redukčných produktov, ale spravidla jeden z nich prevláda. Ktorý produkt bude hlavný, závisí od koncentrácie kyseliny a aktivity kovu.

Koncentrovaná kyselina dusičná

Kyslý roztok s hustotouρ > 1,25 kg/m 3, čo zodpovedá
koncentrácie > 40 %. Bez ohľadu na aktivitu kovu, reakcia interakcie s HNO3 (konc.) postupuje podľa nasledujúcej schémy:

ja + HNO 3 (konc.)→ soľ + voda + NIE 2

Ušľachtilé kovy nereagujú s koncentrovanou kyselinou dusičnou (Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt ) a množstvo kovov (Al , Ti , Cr , Fe , Co , Ni ) pri nízka teplota pasivovaný koncentrovanou kyselinou dusičnou. Reakcia je možná so zvyšujúcou sa teplotou, prebieha podľa schémy uvedenej vyššie.

Príklady

Aktívny kov

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

1│ Al 0 – 3 e → Al 3+ - oxidácia

3│ N 5+ + e → N 4+ - zotavenie

Stredne aktívny kov

Fe + 6 HNO 3 (konc.) → Fe(NO 3) 3 + 3H20 + 3NO

1│ Fe 0 – 3e → Fe 3+ - oxidácia

3│ N 5+ + e → N 4+ - zotavenie

Nízko aktívny kov

Ag + 2HNO3 (konc.) → AgN03 + H20 + NO2

1│ Ag 0 – e → Ag + - oxidácia

1│ N 5+ + e → N 4+ - zotavenie

Zriedená kyselina dusičná

Regeneračný produkt kyseliny dusičnej v zriedenom roztoku závisí od kovová činnosť podieľajú sa na reakcii:

Príklady:

Aktívny kov

8 Al + 30 HNO 3 (ried.) → 8Al(N03)3 + 9H20 + 3NH4N03

8│ Al 0 – 3e → Al 3+ - oxidácia

3│ N 5+ + 8 e → N 3- - zotavenie

Amoniak uvoľnený pri redukcii kyseliny dusičnej okamžite reaguje s nadbytkom kyseliny dusičnej za vzniku soli - dusičnanu amónneho NH4NO3:

NH3 + HN03 -> NH4NO3.

Stredne aktívny kov

10Cr + 36HNO3(ried.) → 10Cr(N03)3 + 18H20 + 3N2

10│ Cr 0 – 3 e → Cr 3+ - oxidácia

3│ 2 N 5+ + 10 e → N 2 0 - zotavenie

Okrem molekulárny dusík ( N 2 ) keď kovy strednej aktivity interagujú so zriedenou kyselinou dusičnou, tvoria sa v rovnakých množstvách Oxid dusnatý ( I) – N20 . V rovnici reakcie musíte napísať jedna z týchto látok .

Nízko aktívny kov

3Ag + 4HNO3(ried.) → 3AgN03 + 2H20 + NO

3│ Ag 0 – e → Ag + - oxidácia

1│ N 5+ + 3 e → N 2+ - zotavenie

"Aqua regia"

„Kráľovská vodka“ (predtým sa kyseliny nazývali vodky) je zmes jedného objemu kyseliny dusičnej a troch až štyroch objemov koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej, ktorá má veľmi vysokú oxidačnú aktivitu. Takáto zmes je schopná rozpustiť niektoré málo aktívne kovy, ktoré nereagujú s kyselinou dusičnou. Medzi nimi je „kráľ kovov“ - zlato. Tento účinok „regia vodky“ sa vysvetľuje skutočnosťou, že kyselina dusičná oxiduje kyselinu chlorovodíkovú, pričom uvoľňuje voľný chlór a vytvára chlorid dusnatý ( III ), alebo nitrozylchlorid – NOCl:

HN03 + 3 HCl -> Cl2 + 2 H20 + NOCI

2 NOCl → 2 NO + Cl 2

Chlór v okamihu uvoľnenia pozostáva z atómov. Atómový chlór je silné oxidačné činidlo, ktoré umožňuje „regia vodke“ pôsobiť aj na tie najinertnejšie „ušľachtilé kovy“.

Oxidačné reakcie zlata a platiny prebiehajú podľa nasledujúcich rovníc:

Au + HNO3 + 4 HCl → H + NO + 2H20

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

Pre Ru, Os, Rh a Ir "Aqua regia" nefunguje.

E.A. Nudnová, M.V. Andryuchova