Oxid sírový je obvykle bezbarvá kapalina. Může existovat také jako led, vláknité krystaly nebo plyn. Když je oxid sírový vystaven vzduchu, začne se uvolňovat bílý kouř. Je základním prvkem takové reaktivní látky, jako je koncentrovaná kyselina sírová. Je to čirá, bezbarvá, olejovitá a vysoce žíravá kapalina. Používá se při výrobě hnojiv, výbušnin, jiných kyselin, v ropném průmyslu, v olověných akumulátorech v automobilech.

Koncentrovaná kyselina sírová: vlastnosti

Kyselina sírová je snadno rozpustná ve vodě, má korozivní účinek na kovy a tkaniny a při kontaktu s dřevěným uhlím a většinou dalších organických látek. Dlouhodobá expozice nízkým koncentracím látky nebo krátkodobá expozice vysokým koncentracím může mít nepříznivé účinky na zdraví při vdechování.

Koncentrovaná kyselina sírová se používá k výrobě hnojiv a dalších chemikálií, při rafinaci ropy, při výrobě železa a oceli ak mnoha dalším účelům. Protože má poměrně vysoký bod varu, lze jej použít k uvolnění těkavějších kyselin z jejich solí. Koncentrovaná kyselina sírová má silné hygroskopické vlastnosti. Někdy se používá jako sušící činidlo pro dehydrataci (chemické odstranění vody) mnoha sloučenin, jako jsou sacharidy.

Reakce kyseliny sírové

Koncentrovaná kyselina sírová reaguje neobvyklým způsobem s cukrem a zanechává za sebou křehkou, houbovitou černou hmotu uhlíku. Podobná reakce je pozorována při kontaktu s pokožkou, celulózou a jinými rostlinnými a živočišnými vlákny. Při smíchání koncentrované kyseliny s vodou vzniká velké množství tepla, které stačí k okamžitému varu. Pro zředění pomalu přidávejte do studené vody za stálého míchání, abyste omezili hromadění tepla. Kyselina sírová reaguje s kapalinou a vytváří hydráty s výraznými vlastnostmi.

fyzikální vlastnosti

Bezbarvá kapalina bez zápachu ve zředěném roztoku má kyselou chuť. Kyselina sírová je extrémně agresivní při zasažení kůže a všech tkání těla, při přímém kontaktu způsobuje těžké popáleniny. Ve své čisté formě není H 2 SO4 vodičem elektřiny, ale s přidáním vody se situace mění v opačném směru.

Některé vlastnosti jsou, že molekulová hmotnost je 98,08. Bod varu je 327 stupňů Celsia, bod tání -2 stupně Celsia. Kyselina sírová je silná minerální kyselina a díky svému širokému komerčnímu využití je jedním z hlavních produktů chemického průmyslu. Tvoří se přirozeně jako výsledek oxidace sulfidových materiálů, jako je sulfid železa.

Chemické vlastnosti kyseliny sírové (H 2 SO4) se projevují v různých chemických reakcích:

1. Při interakci s alkáliemi se tvoří dvě řady solí, včetně síranů.
2. Reaguje s uhličitany a uhlovodíky za vzniku solí a oxidu uhličitého (CO 2).
3. Působí na kovy různými způsoby, v závislosti na teplotě a stupni zředění. Studený a zředěný uvolňuje vodík, horký a koncentrovaný dává emise SO 2 .
4. Při varu se roztok H 2 SO4 (koncentrovaná kyselina sírová) rozkládá na oxid sírový (SO 3) a vodu (H 2 O). K chemickým vlastnostem patří i role silného oxidačního činidla.

Nebezpečí ohně

Kyselina sírová je vysoce reaktivní vůči vznícení jemně rozptýlených hořlavých materiálů při kontaktu. Při zahřátí se začnou vyvíjet vysoce toxické plyny. Je výbušný a neslučitelný s obrovským množstvím látek. Při zvýšených teplotách a tlacích může docházet k agresivním chemickým změnám a deformacím. Může prudce reagovat s vodou a jinými kapalinami, což má za následek postříkání.

Hazardování se zdravím

Kyselina sírová požírá všechny tělesné tkáně. Vdechování par může způsobit vážné poškození plic. Poškození oční sliznice může vést k úplné ztrátě zraku. Kontakt s kůží může způsobit závažnou nekrózu. I pár kapek může být smrtelných, pokud se kyselina dostane do průdušnice. Chronická expozice může způsobit tracheobronchitidu, stomatitidu, konjunktivitidu, gastritidu. Může dojít k perforaci žaludku a zánětu pobřišnice, doprovázené kolapsem krevního oběhu. Kyselina sírová je vysoce žíravá a musí se s ní zacházet mimořádně opatrně. Příznaky a symptomy po expozici mohou být závažné a zahrnují slintání, intenzivní žízeň, potíže s polykáním, bolest, šok a popáleniny. Zvratky mají obvykle barvu mleté ​​kávy. Akutní vdechnutí může vést ke kýchání, chrapotu, dušení, laryngitidě, dušnosti, podráždění dýchacích cest a bolesti na hrudi. Může se také objevit krvácení z nosu a dásní, plicní edém, chronická bronchitida a zápal plic. Vystavení se kůži může vést k těžkým popáleninám a dermatitidě.

První pomoc

1. Přeneste postiženého na čerstvý vzduch. Pohotovostní pracovníci by se přitom měli vyhýbat působení kyseliny sírové.
2. Vyhodnoťte vitální funkce včetně srdeční frekvence a frekvence dýchání. Pokud není puls detekován, proveďte resuscitační opatření v závislosti na dalších obdržených zraněních. Pokud je dýchání přítomné a obtížné, poskytněte podporu dýchání.
3. Odstraňte znečištěný oděv co nejdříve.
4. Při zasažení očí vyplachujte teplou vodou po dobu alespoň 15 minut, na kůži - opláchněte vodou a mýdlem.
5. Pokud se nadýcháte jedovatých výparů, vypláchněte si ústa velkým množstvím vody, nepijte a nevyvolávejte zvracení.
6. Dopravte zraněného do nemocnice.

Fyzikální vlastnosti kyseliny sírové:
Těžká olejovitá kapalina ("vitriol");
hustota 1,84 g/cm3; netěkavý, dobře rozpustný ve vodě - při silném zahřívání; t ° pl. = 10,3 °C, t ° = 296 ° С, velmi hygroskopický, má dehydratační vlastnosti (zuhelnatění papíru, dřeva, cukru).

Hydratační teplo je tak velké, že směs může vřít, prskat a způsobit popáleniny. Proto je nutné do vody přidávat kyselinu a ne naopak, jelikož při přidání vody do kyseliny bude světlejší voda na povrchu kyseliny, kde se bude koncentrovat veškeré uvolněné teplo.

Průmyslová výroba kyseliny sírové (kontaktní metoda):

1) 4FeS2 + 11O2 → 2Fe203 + 8SO2

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)

Rozdrcený čištěný vlhký pyrit (pyrit) se shora nasype do pece k pražení v " vodní postel". Vzduch obohacený kyslíkem je veden zdola (princip protiproudu).
Z pece vychází pecní plyn, jehož složení je: SO 2, O 2, vodní pára (pyrit byl vlhký) a nejmenší částice škváry (oxid železa). Plyn se čistí od nečistot pevných částic (v cyklonu a elektrostatickém odlučovači) a vodní páry (v sušící věži).
V kontaktním zařízení se oxid siřičitý oxiduje za použití katalyzátoru V205 (oxid vanadičný), aby se zvýšila reakční rychlost. Proces oxidace jednoho oxidu na druhý je reverzibilní. Proto se volí optimální podmínky pro přímou reakci - zvýšený tlak (protože přímá reakce probíhá s poklesem celkového objemu) a teplota není vyšší než 500 C (protože reakce je exotermická).

V absorpční věži je oxid sírový (VI) absorbován koncentrovanou kyselinou sírovou.
Absorpce vodou se nevyužívá, protože oxid sírový se ve vodě rozpouští za uvolnění velkého množství tepla, takže vzniklá kyselina sírová vře a mění se v páru. Aby se zabránilo tvorbě mlhy kyseliny sírové, použijte 98% koncentrovanou kyselinu sírovou. Oxid sírový se v takové kyselině velmi dobře rozpouští a tvoří oleum: H 2 SO 4 nSO 3

Chemické vlastnosti kyseliny sírové:

H 2 SO 4 je silná dvojsytná kyselina, jedna z nejsilnějších minerálních kyselin, díky vysoké polaritě se vazba H - O snadno přeruší.

1) Ve vodném roztoku kyselina sírová disociuje , tvořící vodíkový iont a zbytek kyseliny:
H2S04 = H+ + HS04-;
HS04- = H+ + S04 2-.
Souhrnná rovnice:
H2S04 = 2H+ + S04 2-.

2) Interakce kyseliny sírové s kovy:
Zředěná kyselina sírová rozpouští pouze kovy v sérii napětí nalevo od vodíku:
Zn 0 + H 2 + 1 SO 4 (rozdělení) → Zn +2 SO 4 + H 2

3) Reakce mezi kyselinou sírovouse zásaditými oxidy:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H20

4) Interakce kyseliny sírové shydroxidy:
H2SO4 + 2NaOH → Na2S04 + 2H20
H2SO4 + Cu (OH)2 → CuSO4 + 2H20

5) Výměnné reakce se solemi:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Vznik bílé sraženiny BaSO 4 (nerozpustný v kyselinách) se využívá k průkazu kyseliny sírové a rozpustných síranů (kvalitativní reakce pro síranový iont).

Speciální vlastnosti koncentrované H 2 SO 4:

1) Koncentrovaný kyselina sírová je silné oxidační činidlo ; při interakci s kovy (kromě Au, Pt) redukovat na S +4 O 2, S 0 nebo H 2 S -2 v závislosti na aktivitě kovu. Bez zahřívání nereaguje s Fe, Al, Cr - pasivace. Při interakci s kovy s proměnlivou mocností se tyto oxidují do vyšších oxidačních stavů než v případě zředěného roztoku kyseliny: Fe 0→ Fe 3+, Cr 0→ Cr3+, Mn0→Mn 4+,Sn 0→ Sn 4+

Aktivní kov

8 Al + 15 H 2 SO 4 (konc.) → 4 Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3 H 2 S
4│2Al 0-6 E- → 2Al 3+ - oxidace
3│ S 6+ + 8e → S 2– zotavení

4Mg + 5H2SO4 → 4MgS04 + H2S + 4H20

Středně aktivní kov

2Cr + 4 H 2 SO 4 (konc.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 - 6e → 2Cr 3+ - oxidace
1│ S 6+ + 6e → S 0 - zotavení

Neaktivní kov

2Bi + 6H2SO4 (konc.) → Bi2 (SO 4) 3 + 6H20 + 3 SO 2
1│ 2Bi 0 - 6e → 2Bi 3+ - oxidace
3│ S 6+ + 2e → S 4+ - obnova

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

2) Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje některé nekovy zpravidla do maximálního oxidačního stavu, sama se redukuje naS +4O 2:

С + 2H 2SO 4 (konc) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

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

2P + 5H2SO4 (konc) → 5SO2 + 2H3PO4 + 2H20

3) Oxidace komplexních látek:
Kyselina sírová oxiduje HI a HBr na volné halogeny:
2 КВr + 2Н 2 SO 4 = К 2 SO 4 + SO 2 + Вr 2 + 2Н 2 О
2 KI + 2H2SO4 = K2SO4 + SO2 + I2 + 2H20
Koncentrovaná kyselina sírová nemůže oxidovat chloridové ionty na volný chlor, což umožňuje získat HCl výměnnou reakcí:
NaCl + H2S04 (konc.) = NaHS04 + HCl

Kyselina sírová odstraňuje chemicky vázanou vodu z organických sloučenin obsahujících hydroxylové skupiny. Dehydratace ethylalkoholu v přítomnosti koncentrované kyseliny sírové vede k výrobě ethylenu:
C2H5OH = C2H4 + H20.

Zuhelnatění cukru, celulózy, škrobu a dalších uhlohydrátů při kontaktu s kyselinou sírovou se také vysvětluje jejich dehydratací:
C6H12O6 + 12H2S04 = 18H20 + 12S02 + 6C02.

OVR v článku jsou speciálně barevně zvýrazněny. Věnujte jim zvláštní pozornost. Tyto rovnice se mohou u zkoušky chytit.

Zředěná kyselina sírová se chová jako jiné kyseliny, skrývá své oxidační schopnosti:

A ještě jedna věc k zapamatování zředěná kyselina sírová: ona nereaguje s olovem... Kousek olova vhozený do zředěné H2SO4 se pokryje vrstvou nerozpustného (viz tabulka rozpustnosti) síranu olovnatého a reakce se okamžitě zastaví.

Oxidační vlastnosti kyseliny sírové

- těžká olejovitá kapalina, netěkavá, bez chuti a zápachu

Díky síře v oxidačním stupni +6 (nejvyšší) získává kyselina sírová silné oxidační vlastnosti.

Pravidlo pro úlohu 24 (stará A24) při přípravě roztoků kyseliny sírové nikdy do něj nelijte vodu... Koncentrovaná kyselina sírová by se měla nalévat do vody tenkým proudem za stálého míchání.

Interakce koncentrované kyseliny sírové s kovy

Tyto reakce jsou přísně standardizované a řídí se schématem:

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

Existují dvě nuance:

1) Hliník, železo a chrom nereagují s H2SO4 (konc) za normálních podmínek z důvodu pasivace. Je potřeba to zahřát.

2) C Platina a zlato H2SO4 (konc) vůbec nereaguje.

Síra proti koncentrovaná kyselina sírová- oxidační činidlo

• to znamená, že se sám zotaví;
• stupeň oxidace, na který se síra redukuje, závisí na kovu.

Zvážit diagram oxidace síry:

• Před -2 síru lze obnovit pouze velmi aktivními kovy - v sérii napětí až po hliník včetně.

Reakce budou vypadat takto:

8Li + 5H 2 TAK 4( konec .) → 4Li 2 TAK 4 + 4H 2 O + H 2 S

4 mg + 5H 2 TAK 4( konec .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O + H 2 S

8Al + 15H 2 TAK 4( konec .) (t) -> 4Al 2 (TAK 4 ) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S

• při interakci H2SO4 (konc) s kovy v sérii napětí po hliníku, ale před železem, tedy u kovů s průměrnou aktivitou se síra redukuje na 0 :

3Mn + 4H 2 TAK 4( konec .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O + S ↓

2Cr + 4H 2 TAK 4( konec .) (t) → Cr 2 (TAK 4 ) 3 + 4H 2 O + S ↓

3Zn + 4H 2 TAK 4( konec .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O + S ↓

• všechny ostatní kovy, počínaje železem v sérii napětí (včetně těch po vodíku, samozřejmě kromě zlata a platiny) lze síru zredukovat pouze na +4. Protože se jedná o kovy s nízkou aktivitou:

2 Fe + 6 H 2 TAK 4 (konc.) ( t)→ Fe 2 ( TAK 4 ) 3 + 6 H 2 Ó + 3 TAK 2

(všimněte si, že železo je oxidováno na +3, nejvyšší možný, nejvyšší oxidační stav, protože pracuje se silným oxidačním činidlem)

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

2Ag + 2H 2 TAK 4( konec .) → Ag 2 TAK 4 + 2H 2 O + SO 2

Vše je samozřejmě relativní. Hloubka regenerace bude záviset na mnoha faktorech: koncentraci kyseliny (90 %, 80 %, 60 %), teplotě atd. Proto je nemožné předvídat potraviny s jistotou. Výše uvedená tabulka má také své vlastní procento aproximace, ale můžete ji použít. Je také nutné si uvědomit, že při jednotné státní zkoušce, pokud není uveden produkt redukované síry a kov se neliší v konkrétní aktivitě, pak s největší pravděpodobností mají kompilátoři na mysli SO 2. Je třeba se podívat na situaci a hledat stopy v podmínkách.

TAK 2 - Jedná se obecně o častý produkt OVR za účasti konc. kyselina sírová.

H2SO4 (conc) oxiduje některé nekovy(které vykazují redukční vlastnosti zpravidla na maximum - nejvyšší oxidační stav (vzniká oxid tohoto nekovu). V tomto případě se síra také redukuje na SO 2:

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

2P + 5H 2 TAK 4( konec .) → P 2 Ó 5 + 5H 2 O + 5SO 2

Čerstvě vytvořený oxid fosforečný (V) reaguje s vodou za vzniku kyseliny fosforečné. Reakce se proto zaznamená okamžitě:

2P + 5H 2 TAK 4( konec ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O + 5SO 2

Totéž s borem se mění na kyselinu orthoboritou:

2B + 3H 2 TAK 4( konec ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Velmi zajímavá je interakce síry s oxidačním stavem +6 (v kyselině sírové) s "jinou" sírou (v jiné sloučenině). USE zkoumá interakci H2SO4 (conc) se sírou (jednoduchá látka) a sirovodíkem.

Začněme interakcí síra (jednoduchá látka) s koncentrovanou kyselinou sírovou... V jednoduché látce je oxidační stav 0, v kyselině +6. V tomto ORP bude síra +6 oxidovat síru 0. Podívejme se na diagram oxidačních stavů síry:

Síra 0 bude oxidována a síra +6 bude redukována, to znamená, že se sníží oxidační stav. Oxid siřičitý se bude uvolňovat:

2 H 2 TAK 4 (konc.) + S → 3 TAK 2 + 2 H 2 Ó

Ale v případě sirovodíku:

Vzniká jak síra (jednoduchá látka), tak oxid siřičitý:

H 2 TAK 4( konec .) + H 2 S → S ↓ + SO 2 + 2H 2 Ó

Tento princip může často pomoci při stanovení produktu ORP, kde oxidační činidlo a redukční činidlo je stejný prvek, v různých oxidačních stavech. Oxidační činidlo a redukční činidlo "jdou k sobě" v diagramu oxidačního stavu.

H2SO4 (konec), každopádně interaguje s halogenidy... Pouze zde musíte pochopit, že fluor a chlór jste „vy sami s knírem“ a U fluoridů a chloridů se ORP nevyskytuje probíhá obvyklý proces iontové výměny, při kterém vzniká plynný halogenovodík:

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

CaF2 + H2S04 (konc.) → CaS04 + 2HF

Ale halogeny ve složení bromidů a jodidů (stejně jako ve složení odpovídajících halogenovodíků) se jím oxidují na volné halogeny. Pouze zde se síra redukuje různými způsoby: jodid je silnější redukční činidlo než bromid. Jodid tedy redukuje síru na sirovodík a bromid na oxid siřičitý:

2H 2 TAK 4( konec .) + 2NaBr → Na 2 TAK 4 + 2H 2 O + SO 2 + Br 2

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

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

H 2 TAK 4( konec .) + 8HI -> 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓

Chlorovodík a fluorovodík (stejně jako jejich soli) jsou odolné vůči oxidačnímu působení H2SO4 (konc.).

A nakonec poslední věc: pro koncentrovanou kyselinu sírovou je unikátní, to nikdo jiný neumí. Ona má drenážní nemovitost.

To umožňuje použití koncentrované kyseliny sírové různými způsoby:

Za prvé, odvlhčování látek. Koncentrovaná kyselina sírová odebírá látce vodu a ta "vysychá".

Za druhé, katalyzátor v reakcích, ve kterých se odštěpuje voda (například dehydratace a esterifikace):

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

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

POMĚR KOVŮ KU KYSELINAM

Nejčastěji se v chemické praxi používají takové silné kyseliny, jako je kyselina sírová H2SO4, chlorovodíková HCl a dusík HNO3 ... Dále zvažte poměr různých kovů k uvedeným kyselinám.

Kyselina chlorovodíková ( HCl)

Kyselina chlorovodíková je technický název pro kyselinu chlorovodíkovou. Získává se rozpuštěním plynného chlorovodíku ve vodě - HCl ... Vzhledem k její nízké rozpustnosti ve vodě nepřesahuje koncentrace kyseliny chlorovodíkové za normálních podmínek 38 %. Proto, bez ohledu na koncentraci kyseliny chlorovodíkové, je proces disociace jejích molekul ve vodném roztoku aktivní:

HCl H + + Cl -

V tomto procesu vznikají vodíkové ionty H+ působí jako oxidační činidlo, oxid kovy umístěné v linii činnosti nalevo od vodíku ... Interakce probíhá podle schématu:

Mě + HClsůl +H 2

V tomto případě je solí chlorid kovu ( NiCl2, CaCl2, AlCl3 ), ve kterém počet chloridových iontů odpovídá oxidačnímu stavu kovu.

Kyselina chlorovodíková je slabé oxidační činidlo, proto se jí oxidují kovy s proměnným mocenstvím na nižší kladné oxidační stavy:

Fe 0 → Fe 2+

Co 0 → Co 2+

Ni 0 → Ni 2+

Cr 0 →Cr 2+

Mn 0 → Mn 2+ a dr .

Příklad:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│ Al 0 - 3 E- → Al 3+ - oxidace

3│2 H++ 2 E- → H 2 - zotavení

Kyselina chlorovodíková pasivuje olovo ( Pb ). Pasivace olova je způsobena tvorbou chloridu olovnatého, který je těžko rozpustný ve vodě ( II ), který chrání kov před dalším útokem kyseliny:

Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2

Kyselina sírová (H 2 TAK 4 )

Průmysl vyrábí kyselinu sírovou o velmi vysoké koncentraci (až 98 %). Je třeba vzít v úvahu rozdíl v oxidačních vlastnostech zředěného roztoku a koncentrované kyseliny sírové ve vztahu ke kovům.

Zředěná kyselina sírová

Ve zředěném vodném roztoku kyseliny sírové se většina jejích molekul disociuje:

H2SO4H+ + HSO4-

HSO 4 - H + + SO 4 2-

Vzniklé ionty H+ vykonávat funkci okysličovadlo .

Stejně jako kyselina chlorovodíková, zředěný roztok kyseliny sírové interaguje pouze s aktivními kovy a průměrná aktivita (umístěný v řádku aktivity vodíku).

Chemická reakce probíhá podle schématu:

Mě+ H2SO4 (rozbitý .) → sůl+ H 2

Příklad:

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

1│2Al 0 - 6 E- → 2Al 3+ - oxidace

3│2 H++ 2 E- → H 2 - zotavení

Kovy s proměnnou mocností se oxidují zředěným roztokem kyseliny sírové na nižší kladné oxidační stavy:

Fe 0 → Fe 2+

Co 0 → Co 2+

Ni 0 → Ni 2+

Cr 0 → Cr 2+

Mn 0 → Mn 2+ a dr .

Vést ( Pb ) nerozpouští se v kyselině sírové (je-li její koncentrace nižší než 80 %) , protože výsledná sůl PbSO 4 nerozpustný a vytváří na kovovém povrchu ochranný film.

Koncentrovaná kyselina sírová

V koncentrovaném roztoku kyseliny sírové (nad 68 %) je většina molekul in nedisociované tedy podmínka síra působí jako oxidační činidlo v nejvyšším oxidačním stavu ( S +6 ). Koncentrovaný H2SO 4 oxiduje všechny kovy, jejichž standardní elektrodový potenciál je menší než potenciál oxidačního činidla – síranového iontu SO 4 2- (0,36 V). V tomto ohledu od koncentrovaný reagovat s kyselinou sírovou a některé kovy s nízkou aktivitou .

Proces interakce kovů s koncentrovanou kyselinou sírovou ve většině případů probíhá podle následujícího schématu:

Mě + H 2 TAK4 (konc.)sůl + voda + regenerační produkt H 2 TAK 4

Regenerační produkty kyselina sírová mohou být následující sloučeniny síry:

Praxe ukázala, že při interakci kovu s koncentrovanou kyselinou sírovou se uvolňuje směs redukčních produktů, sestávající z H2S, S a SO2. Jeden z těchto produktů se však tvoří v převažujícím množství. Určuje se povaha hlavního produktu kovová činnost : čím vyšší je aktivita, tím hlubší je proces získávání síry v kyselině sírové.

Interakce kovů různé aktivity s koncentrovanou kyselinou sírovou může být znázorněna následujícím schématem:

Hliník (Al ) a žehlička ( Fe ) nereagujte s Studený koncentrovaný H2SO 4 , pokrytý hustými oxidovými filmy, avšak při zahřátí reakce pokračuje.

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

Koncentrovaný kyselina sírová je silné oxidační činidlo proto, když s ním kovy s proměnnou mocností interagují, oxidují se do vyšších oxidačních stavů než v případě zředěného roztoku kyseliny:

Fe 0→ Fe 3+,

Cr 0→ Cr 3+,

Mn 0→Mn 4+,

Sn 0→ Sn 4+

Vést ( Pb ) oxiduje na bivalentní stavy s tvorbou rozpustného hydrogensíranu olovnatéhoPb ( Hso 4 ) 2 .

Příklady:

Aktivní kov

8 AI + 15 H2SO4 (konc.) → 4A1 2 (SO 4) 3 + 12H20 + 3H2S

4│2 Al 0 - 6 E- → 2 Al 3+ - oxidace

3│ S 6+ + 8 e → S 2- - zotavení

Středně aktivní 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+ - oxidace

1│ S 6+ + 6 e → S 0 - zotavení

Neaktivní kov

2Bi + 6H2SO4 (konc.) → Bi2(SO4)3 + 6H20 + 3SO2

1│ 2Bi 0 - 6e → 2Bi 3+ - oxidace

3│ S 6+ + 2 e → S 4+ - zotavení

Kyselina dusičná ( HNO 3 )

Charakteristickým rysem kyseliny dusičné je, že dusík obsažený v NE 3 - má nejvyšší oxidační stupeň +5, a proto má silné oxidační vlastnosti. Maximální hodnota elektrodového potenciálu pro dusičnanový ion je 0,96 V, proto je kyselina dusičná silnějším oxidačním činidlem než kyselina sírová. Roli oxidačního činidla v reakcích interakce kovů s kyselinou dusičnou hraje N 5+ ... Proto, vodík H 2 nikdy nevyčnívá když kovy interagují s kyselinou dusičnou ( bez ohledu na koncentraci ). Proces probíhá podle schématu:

Mě + HNO 3 sůl + voda + regenerační produkt HNO 3

Regenerační produkty HNO 3 :

Obvykle při interakci kyseliny dusičné s kovem vzniká směs redukčních produktů, ale zpravidla jeden z nich převládá. Který z produktů bude hlavní, závisí na koncentraci kyseliny a aktivitě kovu.

Koncentrovaná kyselina dusičná

Koncentrovaný roztok kyseliny s hustotouρ> 1,25 kg / m 3, což odpovídá
koncentrace > 40 %. Bez ohledu na aktivitu kovu, reakce interakce s HNO 3 (konc.) postupuje podle schématu:

Mě + HNO 3 (konc.)→ sůl + voda + NE 2

Ušlechtilé kovy (Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt ), a řada kovů (Al , Ti , Cr , Fe , spol , Ni ) na nízká teplota pasivován koncentrovanou kyselinou dusičnou. Reakce je možná, když teplota stoupá, probíhá podle schématu uvedeného výše.

Příklady

Aktivní kov

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

1│ Al 0 - 3 e → Al 3+ - oxidace

3│ N 5+ + e → N 4+ - zotavení

Středně aktivní kov

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

1│ Fe 0 - 3e → Fe 3+ - oxidace

3│ N 5+ + e → N 4+ - zotavení

Neaktivní kov

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

1│ Ag 0 - e → Ag + - oxidace

1│ N 5+ + e → N 4+ - zotavení

Zředěná kyselina dusičná

Regenerační produkt kyseliny dusičné ve zředěném roztoku závisí na kovová činnost podílet se na reakci:

Příklady:

Aktivní kov

8 Al + 30 HNO 3 (rozšířeno) → 8Al (NO 3) 3 + 9H20 + 3NH4NO3

8│ Al 0 - 3e → Al 3+ - oxidace

3│ N 5+ + 8 e → N 3- - zotavení

Amoniak uvolněný při redukci kyseliny dusičné okamžitě interaguje s přebytkem kyseliny dusičné a tvoří sůl - dusičnan amonný NH4NO3:

NH3 + HNO3 -> NH4NO3.

Středně aktivní kov

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

10│ Cr 0 - 3 e → Cr 3+ - oxidace

3│ 2 N 5+ + 10 e → N 2 0 - zotavení

kromě molekulárního dusíku ( N 2 ) při interakci kovů střední aktivity se zředěnou kyselinou dusičnou vzniká stejné množství Oxid dusnatý ( I) - N20 ... V rovnici reakce je třeba napsat jednu z těchto látek .

Neaktivní kov

3Ag + 4HNO3 (zřed.) → 3AgNO3 + 2H20 + NO

3│ Ag 0 - e → Ag + - oxidace

1│ N 5+ + 3 e → N 2+ - zotavení

"Lučavka královská"

"Carskaja vodka" (dříve nazývaná vodkové kyseliny) je směs jednoho objemu kyseliny dusičné a tří až čtyř objemů koncentrované kyseliny chlorovodíkové, která má velmi vysokou oxidační aktivitu. Tato směs je schopna rozpouštět některé kovy s nízkou aktivitou, které neinteragují s kyselinou dusičnou. Mezi nimi je i „král kovů“ – zlato. Tento účinek „aqua regia“ je vysvětlen skutečností, že kyselina dusičná oxiduje kyselinu chlorovodíkovou za uvolňování volného chlóru a tvorby chlorooxidu dusíku ( III ), nebo nitrosylchlorid - NOCl:

HNO3 + 3 HCl -> Cl2 + 2 H20 + NOCl

2 NOCl → 2 NO + Cl 2

Chlór se v době uvolňování skládá z atomů. Atomový chlór je nejsilnější oxidační činidlo, které umožňuje „aqua regia“ ovlivnit i ty nejinertnější „ušlechtilé kovy“.

Oxidační reakce zlata a platiny probíhají podle následujících rovnic:

Au + HNO3 + 4 HCl → H + NO + 2H20

3Pt + 4HNO3 + 18HCl → 3H2 + 4NO + 8H20

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

E.A. Nudnová, M.V. Andryuchova

Kyselina kovu je specifická pro tyto třídy sloučenin. V jeho průběhu se redukuje vodíkový proton a ve spojení s kyselým aniontem je nahrazen kationtem kovu. Toto je příklad reakce za vzniku soli, i když existuje několik typů interakcí, které se tomuto principu neřídí. Probíhají jako redoxní a nejsou doprovázeny vývojem vodíku.

Principy reakcí kyselin s kovy

Všechny reakce s kovem vedou k tvorbě solí. Jedinou výjimkou je snad jediná reakce ušlechtilého kovu s aqua regia, směsí kyseliny chlorovodíkové, a jakákoli jiná interakce kyselin s kovy vede ke vzniku soli. Pokud kyselina není ani koncentrovaná sírová ani dusičná, pak se jako produkt uvolňuje molekulární vodík.

Ale když do reakce vstoupí koncentrovaná kyselina sírová, interakce s kovy probíhá podle principu redoxního procesu. Proto byly experimentálně rozlišeny dva typy interakcí typických kovů a silných anorganických kyselin:

• interakce kovů se zředěnými kyselinami;
• interakce s koncentrovanou kyselinou.

První typ reakcí probíhá s jakoukoli kyselinou. Jedinou výjimkou je koncentrovaná a kyselina dusičná jakékoli koncentrace. Reagují podle druhého typu a vedou k tvorbě solí a produktů redukce síry a dusíku.

Typické interakce kyselin s kovy

Kovy umístěné nalevo od vodíku ve standardní elektrochemické řadě reagují s jinými kyselinami různých koncentrací, s výjimkou kyseliny dusičné, za vzniku soli a uvolňování molekulárního vodíku. Kovy umístěné napravo od vodíku v řadě elektronegativnosti nemohou reagovat s výše uvedenými kyselinami a interagují pouze s kyselinou dusičnou, bez ohledu na její koncentraci, s koncentrovanou kyselinou sírovou a aqua regia. Jde o typickou interakci kyselin s kovy.

Reakce kovů s koncentrovanou kyselinou sírovou

Reakce se zředěnou kyselinou dusičnou

Zředěná kyselina dusičná reaguje s kovy vlevo a vpravo od vodíku. Při reakci s aktivními kovy vzniká amoniak, který se okamžitě rozpouští a interaguje s dusičnanovým aniontem za vzniku další soli. Kyselina reaguje s kovy střední aktivity za uvolňování molekulárního dusíku. Při neaktivním probíhá reakce za uvolňování 2-valentního oxidu dusíku. Nejčastěji v jedné reakci vzniká několik produktů redukce síry. Příklady reakcí jsou uvedeny v grafické příloze níže.

Reakce s koncentrovanou kyselinou dusičnou

V tomto případě působí dusík také jako oxidační činidlo. Všechny reakce končí tvorbou soli a izolací.Schéma redoxních reakcí jsou navržena v grafické příloze. Zvláštní pozornost si přitom zaslouží reakce s neaktivními prvky. Tato interakce kyselin s kovy je nespecifická.

Reaktivita kovů

Kovy reagují s kyselinami poměrně snadno, i když existuje několik inertních látek. Jedná se o prvky s vysokým standardním elektrochemickým potenciálem. Existuje řada kovů, které jsou založeny na tomto ukazateli. Říká se tomu elektronegativní řada. Pokud je v něm kov nalevo od vodíku, pak je schopen reagovat se zředěnou kyselinou.

Existuje pouze jedna výjimka: železo a hliník v důsledku tvorby 3-valentních oxidů na svém povrchu nemohou reagovat s kyselinou bez zahřívání. Pokud se směs zahřeje, pak nejprve do reakce vstupuje oxidový film kovu a poté se sám rozpustí v kyselině. Kovy umístěné napravo od vodíku v elektrochemickém rozsahu aktivity nemohou reagovat s anorganickou kyselinou, včetně zředěné kyseliny sírové. Existují dvě výjimky z pravidla: tyto kovy se rozpouštějí v koncentrované a zředěné kyselině dusičné a aqua regia. V posledně jmenovaném nelze rozpustit pouze rhodium, ruthenium, iridium a osmium.