ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ

Чаще всего в химической практике используются такие сильные кислоты как серная H 2 SO 4 , соляная HCl и азотная HNO 3 . Далее рассмотрим отношение различных металлов к перечисленным кислотам.

Соляная кислота ( HCl )

Соляная кислота – это техническое название хлороводородной кислоты. Получают ее путем растворения в воде газообразного хлороводорода – HCl . Ввиду невысокой его растворимости в воде, концентрация соляной кислоты при обычных условиях не превышает 38%. Поэтому независимо от концентрации соляной кислоты процесс диссоциации ее молекул в водном растворе протекает активно:

HCl H + + Cl -

Образующиеся в этом процессе ионы водорода H + выполняют роль окислителя , окисляя металлы, расположенные в ряду активности левее водорода . Взаимодействие протекает по схеме:

Me + HCl соль + H 2

При этом соль представляет собой хлорид металла (NiCl 2 , CaCl 2 , AlCl 3 ), в котором число хлорид-ионов соответствует степени окисления металла.

Соляная кислота является слабым окислителем, поэтому металлы с переменной валентностью окисляются ей до низших положительных степеней окисления :

Fe 0 → Fe 2+

Co 0 → Co 2+

Ni 0 → Ni 2+

Cr 0 → Cr 2+

Mn 0 → Mn 2+ и др .

Пример:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│ Al 0 – 3 e - → Al 3+ - окисление

3│2 H + + 2 e - → H 2 – восстановление

Соляная кислота пассивирует свинец ( Pb ). Пассивация свинца обусловлена образованием на его поверхности трудно растворимого в воде хлорида свинца (II ), который защищает металл от дальнейшего воздействия кислоты:

Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2

Серная кислота ( H 2 SO 4 )

В промышленности получают серную кислоту очень высокой концентрации (до 98%). Следует учитывать различие окислительных свойств разбавленного раствора и концентрированной серной кислоты по отношению к металлам.

Разбавленная серная кислота

В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют:

H 2 SO 4 H + + HSO 4 -

HSO 4 - H + + SO 4 2-

Образующиеся ионы Н + выполняют функцию окислителя .

Как и соляная кислота, разбавленный раствор серной кислоты взаимодействует только с металлами активными и средней активности (расположенными в ряду активности до водорода).

Химическая реакция протекает по схеме:

Ме + H 2 SO 4( разб .) → соль + H 2

Пример :

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

1│2Al 0 – 6e - → 2Al 3+ - окисление

3│2 H + + 2 e - → H 2 – восстановление

Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления :

Fe 0 → Fe 2+

Co 0 → Co 2+

Ni 0 → Ni 2+

Cr 0 → Cr 2+

Mn 0 → Mn 2+ и др .

Свинец ( Pb ) не растворяется в серной кислоте (если ее концентрация ниже 80%) , так как образующаяся соль PbSO 4 нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку.

Концентрированная серная кислота

В концентрированном растворе серной кислоты (выше 68%) большинство молекул находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому функцию окислителя выполняет сера , находящаяся в высшей степени окисления (S +6 ). Концентрированная H 2 SO 4 окисляет все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше потенциала окислителя – сульфат-иона SO 4 2- (0,36 В). В связи с этим, с концентрированной серной кислотой реагируют и некоторые малоактивные металлы .

Процесс взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой в большинстве случаев протекает по схеме:

Me + H 2 SO 4 (конц.) соль + вода + продукт восстановления H 2 SO 4

Продуктами восстановления серной кислоты могут быть следующие соединения серы:

Практика показала, что при взаимодействии металла с концентрированной серной кислотой выделяется смесь продуктов восстановления, состоящая из H 2 S , S и SO 2. Однако, один из этих продуктов образуется в преобладающем количестве. Природа основного продукта определяется активностью металла : чем выше активность, тем глубже процесс восстановления серы в серной кислоте.

Взаимодействие металлов различной активности с концентрированной серной кислотой можно представить схемой:

Алюминий (Al ) и железо (Fe ) не реагируют с холодной концентрированной H 2 SO 4 , покрываясь плотными оксидными пленками, однако при нагревании реакция протекает.

Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt не реагируют с серной кислотой.

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем , поэтому при взаимодействии с ней металлов, обладающих переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления , чем в случае с разбавленным раствором кислоты:

Fe 0 → Fe 3+ ,

Cr 0 → Cr 3+ ,

Mn 0 → Mn 4+ ,

Sn 0 → Sn 4+

Свинец ( Pb ) окисляется до двухвалентного состояния с образованием растворимого гидросульфата свинца Pb ( HSO 4 ) 2 .

Примеры:

Активный металл

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

4│2 Al 0 – 6 e - → 2 Al 3+ - окисление

3│ S 6+ + 8 e → S 2- – восстановление

Металл средней активности

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

1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - окисление

1│ S 6+ + 6 e → S 0 - восстановление

Металл малоактивный

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

1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – окисление

3│ S 6+ + 2 e → S 4+ - восстановление

Азотная кислота ( HNO 3 )

Особенностью азотной кислоты является то, что азот, входящий в состав NO 3 - имеет высшую степень окисления +5 и поэтому обладает сильными окислительными свойствами. Максимальное значение электродного потенциала для нитрат-иона равно 0,96 В, поэтому азотная кислота – более сильный окислитель, чем серная. Роль окислителя в реакциях взаимодействия металлов с азотной кислотой выполняет N 5+ . Следовательно, водород H 2 никогда не выделяется при взаимодействии металлов с азотной кислотой (независимо от концентрации ). Процесс протекает по схеме:

Me + HNO 3 соль + вода + продукт восстановления HNO 3

Продукты восстановления HNO 3 :

Обычно при взаимодействии азотной кислоты с металлом образуется смесь продуктов восстановления, но как правило, один из них является преобладающим. Какой из продуктов будет основным, зависит от концентрации кислоты и активности металла.

Концентрированная азотная кислота

Концентрированным считают раствор кислоты плотностью ρ > 1,25 кг/м 3 , что соответствует
концентрации > 40%. Независимо от активности металла реакция взаимодействия с HNO 3 (конц.) протекает по схеме:

Me + HNO 3 (конц.) → соль + вода + NO 2

С концентрированной азотной кислотой не взаимодействуют благородные металлы (Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt ), а ряд металлов (Al , Ti , Cr , Fe , Co , Ni ) при низкой температуре пассивируются концентрированной азотной кислотой. Реакция возможна при повышении температуры, она протекает по схеме, представленной выше.

Примеры

Активный металл

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

1│ Al 0 – 3 e → Al 3+ - окисление

3│ N 5+ + e → N 4+ - восстановление

Металл средней активности

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

1│ Fe 0 – 3e → Fe 3+ - окисление

3│ N 5+ + e → N 4+ - восстановление

Металл малоактивный

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

1│ Ag 0 – e → Ag + - окисление

1│ N 5+ + e → N 4+ - восстановление

Разбавленная азотная кислота

Продукт восстановления азотной кислоты в разбавленном растворе зависит от активности металла , участвующего в реакции:

Примеры:

Активный металл

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

8│ Al 0 – 3e → Al 3+ - окисление

3│ N 5+ + 8 e → N 3- - восстановление

Выделяющийся в процессе восстановления азотной кислоты аммиак сразу взаимодействует с избытком азотной кислоты, образуя соль – нитрат аммония NH 4 NO 3 :

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3.

Металл средней активности

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

10│ Cr 0 – 3 e → Cr 3+ - окисление

3│ 2 N 5+ + 10 e → N 2 0 - восстановление

Кроме молекулярного азота (N 2 ) при взаимодействии металлов средней активности с разбавленной азотной кислотой образуется в равном количестве оксид азота (I ) – N 2 O . В уравнении реакции нужно писать одно из этих веществ .

Металл малоактивный

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

3│ Ag 0 – e → Ag + - окисление

1│ N 5+ + 3 e → N 2+ - восстановление

«Царская водка»

«Царская водка» (ранее кислоты называли водками) представляет собой смесь одного объема азотной кислоты и трех-четырех объемов концентрированной соляной кислоты, обладающую очень высокой окислительной активностью. Такая смесь способна растворять некоторые малоактивные металлы, не взаимодействующие с азотной кислотой. Среди них и «царь металлов» - золото. Такое действие «царской водки» объясняется тем, что азотная кислота окисляет соляную с выделением свободного хлора и образованием хлороксида азота (III ), или хлорида нитрозила – NOCl :

HNO 3 + 3 HCl → Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl

2 NOCl → 2 NO + Cl 2

Хлор в момент выделения состоит из атомов. Атомарный хлор является сильнейшим окислителем, что и позволяет «царской водке» воздействовать даже на самые инертные «благородные металлы».

Реакции окисления золота и платины протекают согласно следующим уравнениям:

Au + HNO 3 + 4 HCl → H + NO + 2H 2 O

3Pt + 4HNO 3 + 18HCl → 3H 2 + 4NO + 8H 2 O

На Ru , Os , Rh и Ir «царская водка» не действует.

Е.А. Нуднoва, М.В. Андрюxова

ОВР в статье специально выделены цветом. Обратите на них особое внимание. Эти уравнения могут попасться в ЕГЭ.

Разбавленная серная ведет себя, как и остальные кислоты, окислительные свои возможности прячет:

И еще, что надо помнить про разбавленную серную кислоту : она не реагирует со свинцом . Кусок свинца, брошенный в разбавленную H2SO4 покрывается слоем нерастворимого (см. таблицу растворимости) сульфата свинца и реакция моментально прекращается.

Окислительные свойства серной кислоты

– тяжелая маслянистая жидкость, не летучая, не имеет вкуса и запаха

За счет серы в степени окисления +6(высшей) серная кислота приобретает сильные окислительные свойства.

Правило для задания 24 (по-старому А24) при приготовлении растворов серной кислоты никогда нельзя в нее лить воду . Концентрированую серную кислоту нужно тонкой струйкой вливать в воду, постоянно помешивая.

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами

Эти реакции строго стандартизированны и идут по схеме:

H2SO4(конц.) + металл → сульфат металла + H2O + продукт восстановленной серы.

Есть два нюанса:

1) Алюминий, железо и хром с H2SO4 (конц) в нормальных условиях не реагируют, из-за пассивации. Нужно нагреть.

2) С платиной и золотом H2SO4 (конц) не реагирует вообще.

Сера в концентрированной серной кислоте – окислитель

• значит, сама будет восстанавливаться;
• то, до какой степени окисления будет восстанавливаться сера, зависит от металла.

Рассмотрим диаграмму степеней окисления серы :

• До -2 серу могут восстановить только очень активные металлы — в ряду напряжений до алюминия включительно .

Реакции будут идти вот так:

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

4Mg + 5H 2 SO 4( конц .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O + H 2 S

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

• при взаимодействии H2SO4 (конц) с металлами в ряду напряжений после алюминия, но до железа , то есть с металлами со средней активностью сера восстанавливается до 0 :

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

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

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

• все остальные металлы, начиная с железа в ряду напряжений (включая те, что после водорода, кроме золота и платины, конечно), могут восстановить серу только до +4. Так как это малоактивные металлы:

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

(обратите внимание, что железо окисляется до +3, до максимально возможной, высшей степени окисления, так как оно имеет дело с сильным окислителем)

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

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

Конечно, все относительно. Глубина восстановления будет зависеть от многих факторов: концентрации кислоты (90%, 80%, 60%), температуры и т.д. Поэтому совсем уж точно предсказать продукты нельзя. Приведенная выше таблица тоже имеет свой процент приблизительности, но пользоваться ей можно. Еще необходимо помнить, что в ЕГЭ, когда продукт восстановленной серы не указан, и металл не отличается особой активностью, то, скорее всего, составители имеют в виду SO 2 . Нужно смотреть по ситуации и искать зацепки в условиях.

SO 2 – это вообще частый продукт ОВР с участием конц. серной кислоты.

H2SO4 (конц) окисляет некоторые неметаллы (которые проявляют восстановительные свойства), как правило, до максимальной — высшей степени окисления (образуется оксид этого неметалла). Сера при этом тоже восстанавливается до SO 2:

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

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

Свежеобразованный оксид фосфора (V ) реагирует с водой, получается ортофосфорная кислота. Поэтому реакцию записывают сразу:

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

То же самое с бором, он превращается в ортоборную кислоту:

2B + 3H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Очень интересны взаимодействие серы со степенью окисления +6 (в серной кислоте) с «другой» серой (находящейся в другом соединении). В рамках ЕГЭ рассматривается взаимодействиеH2SO4 (конц) с серой (простым веществом) и сероводородом .

Начнем с взаимодействия серы (простого вещества) с концентрированной серной кислотой . В простом веществе степень окисления 0, в кислоте +6. В этой ОВР сера +6 будет окислять серу 0. Посмотрим на диаграмму степеней окисления серы:

Сера 0 будет окисляться, а сера +6 будет восстанавливаться, то есть понижать степень окисления. Будет выделяться сернистый газ:

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

Но в случае с сероводородом:

Образуется и сера (простое вещество), и сернистый газ:

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

Этот принцип часто может помочь в определении продукта ОВР, где окислитель и восстановитель – один и тот же элемент, в разных степенях окисления. Окислитель и восстановитель «идут навстречу друг другу» по диаграмме степеней окисления.

H2SO4 (конц) , так или иначе, взаимодействует с галогенидами . Только вот тут надо понимать, что фтор и хлор – «сами с усами» и с фторидами и хлоридами ОВР не протекает , проходит обычный ионно-обменный процесс, в ходе которого образуется газообразный галогеноводород:

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

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

А вот галогены в составе бромидов и иодидов (как и в составе соответствующих галогеноводородов) окисляются ей до свободных галогенов. Только вот сера восстанавливается по-разному: иодид является более cильным восстановителем, чем бромид. Поэтому иодид восстанавливает серу до сероводорода, а бромид до сернистого газа:

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

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

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

H 2 SO 4( конц .) + 8HI → 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓

Хлороводород и фтороводород (как и их соли) устойчивы к окисляющему действию H2SO4 (конц).

И наконец, последнее: для концентрированной серной кислоты это уникально, больше никто так не может. Она обладает водоотнимающим свойством .

Это позволяет использовать концентрированную серную кислоту самым разным образом:

Во-первых, осушение веществ. Концентрированная серная кислота забирает воду от вещества и оно «становится сухим».

Во-вторых, катализатор в реакциях, в которых отщепляется вода (например, дегидратация и этерификация):

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

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

Кислоты с металлом является специфичной для данных классов соединений. В ее ходе протон водорода восстанавливается и в связке с кислотным анионом заменяется на катион металла. Это пример реакции с образованием соли, хотя существует и несколько типов взаимодействий, не подчиняющихся данному принципу. Они протекают как окислительно-восстановительные и не сопровождаются выделением водорода.

Принципы реакций кислот с металлами

Все реакции с металлом приводят к образованию солей. Исключением является, пожалуй, лишь реакция благородного металла с царской водкой, смесью соляной и Любое другое взаимодействие кислот с металлами приводит к образованию соли. В случае если кислота не является ни серной концентрированной, ни азотной, то в качестве продукта выщепляется молекулярный водород.

Но когда в реакцию вступает концентрированная серная кислота, взаимодействие с металлами протекает по принципу окислительно-восстановительного процесса. Потому экспериментально было выделено два типа взаимодействий типичных металлов и крепких неорганических кислот:

• взаимодействие металлов с разбавленными кислотами;
• взаимодействие с концентрированной кислотой.

Реакции по первому типу протекают с любой кислотой. Исключением является лишь концентрированная и азотная кислота любой концентрации. Они реагируют по второму типу и приводят к образованию солей и продуктов восстановления серы и азота.

Типичные взаимодействие кислот с металлами

Металлы, расположенные левее водорода в стандартном электрохимическом ряду, реагируют с и другими кислотами различной концентрации за исключением азотной с образованием соли и выделением молекулярного водорода. Металлы, расположенные правее водорода в ряду электроотрицательности, не могут реагировать с указанными выше кислотами и взаимодействуют лишь с азотной кислотой независимо от ее концентрации, с концентрированной серной кислотой и с царской водкой. Это типичное взаимодействие кислот с металлами.

Реакции металлов с концентрированной серной кислотой

Реакции с разбавленной азотной кислотой

Разбавленная азотная кислота реагирует с металлами, расположенными левее и правее водорода. В ходе реакции с активными металлами образуется аммиак, который сразу же растворяется и взаимодействует с нитрат-анионом, образуя еще одну соль. С металлами средней активности кислота реагирует с выделением молекулярного азота. С малоактивными реакция протекает с выделением оксида 2-валентного азота. Чаще всего образуется несколько продуктов восстановления серы в одной реакции. Примеры реакций предложены в графическом приложении ниже.

Реакции с концентрированной азотной кислотой

В данном случае окислителем также выступает азот. Все реакции заканчиваются образованием соли и выделением Схемы протекания окислительно-восстановительных реакций предложены на графическом приложении. При этом отдельного внимания заслуживает реакция с малоактивными элементами. Такое взаимодействие кислот с металлами неспецифично.

Реакционная способность металлов

Металлы вступают в реакции с кислотами достаточно охотно, хотя есть несколько инертных веществ. Это и элементы, имеющие высокий стандартный электрохимический потенциал. Существует ряд металлов, который построен на основании данного показателя. Он называется рядом электроотрицательности. Если металл стоит в нем левее водорода, то он способен вступать в реакцию с разбавленной кислотой.

Существует лишь одно исключение: железо и алюминий за счет образования на их поверхности 3-валентных оксидов не могут реагировать с кислотой без нагревания. Если смесь подогревается, то изначально в реакцию вступает оксидная пленка металла, а затем он сам растворяется в кислоте. Металлы, расположенные правее водорода в электрохимическом ряду активности, не могут реагировать с неорганической кислотой, в том числе и с разбавленной серной. Исключений из правил два: эти металлы растворяются в концентрированной и разбавленной азотной кислоте и царской водке. В последней не могут быть растворены только родий, рутений, иридий и осмий.

Физические свойства серной кислоты:
Тяжелая маслянистая жидкость («купоросное масло»);
плотность 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

Теплота гидратации настолько велика, что смесь может вскипать, разбрызгиваться и вызывать ожоги. Поэтому необходимо добавлять кислоту к воде, а не наоборот, поскольку при добавлении воды к кислоте более легкая вода окажется на поверхности кислоты, где и сосредоточится вся выделяющаяся теплота.

Промышленное производство серной кислоты (контактный способ):

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 (олеум)

Измельчённый очищенный влажный пирит (серный колчедан) сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое «. Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащённый кислородом.
Из печи выходит печной газ, состав которого: SO 2 , O 2 , пары воды (пирит был влажный) и мельчайшие частицы огарка (оксида железа). Газ очищают от примесей твёрдых частиц (в циклоне и электрофильтре) и паров воды (в сушильной башне).
В контактном аппарате происходит окисление сернистого газа с использованием катализатора V 2 O 5 (пятиокись ванадия) для увеличения скорости реакции. Процесс окисления одного оксида в другой является обратимым. Поэтому подбирают оптимальные условия протекания прямой реакции — повышенное давление (т.к прямая реакция идет с уменьшением общего объема) и температура не выше 500 С (т.к реакция экзотермическая).

В поглотительной башне происходит поглощение оксида серы (VI) концентрированной серной кислотой.
Поглощение водой не используют, т.к оксид серы растворяется в воде с выделением большого количества теплоты, поэтому образующаяся серная кислота закипает и превращается в пар. Для того, чтобы не образовывалось сернокислотного тумана, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H 2 SO 4 ·nSO 3

Химические свойства серной кислоты:

H 2 SO 4 — сильная двухосновная кислота, одна из самых сильных минеральных кислот, из-за высокой полярности связь Н – О легко разрывается.

1) В водном растворе серная кислота диссоциирует , образуя ион водорода и кислотный остаток:
H 2 SO 4 = H + + HSO 4 — ;
HSO 4 — = H + + SO 4 2- .
Суммарное уравнение:
H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2- .

2) Взаимодействие серной кислоты с металлами :
Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (разб) → Zn +2 SO 4 + H 2

3) Взаимодействие серной кислоты с основными оксидами:
CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

4) Взаимодействие серной кислоты с гидроксидами:
H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 → CuSO 4 + 2H 2 O

5) Обменные реакции с солями:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Образование белого осадка BaSO 4 (нерастворимого в кислотах) используется для обнаружения серной кислоты и растворимых сульфатов (качественная реакция на сульфат ион).

Особые свойства концентрированной H 2 SO 4:

1) Концентрированная серная кислота является сильным окислителем ; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) восстанавливаться до S +4 O 2 , S 0 или H 2 S -2 в зависимости от активности металла. Без нагревания не реагирует с Fe, Al, Cr – пассивация. При взаимодействии с металлами, обладающими переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления , чем в случае с разбавленным раствором кислоты: Fe 0 → Fe 3+ , Cr 0 → Cr 3+ , Mn 0 → Mn 4+ ,Sn 0 → Sn 4+

Активный металл

8 Al + 15 H 2 SO 4(конц.) →4Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S
4│2Al 0 – 6e — → 2Al 3+ — окисление
3│ S 6+ + 8e → S 2– восстановление

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

Металл средней активности

2Cr + 4 H 2 SO 4(конц.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ — окисление
1│ S 6+ + 6e → S 0 – восстановление

Металл малоактивный

2Bi + 6H 2 SO 4(конц.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3SO 2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – окисление
3│ S 6+ + 2e →S 4+ — восстановление

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

2) Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы как правило до максимальной степени окисления, сама восстанавливается до S +4 O 2:

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

S+ 2H 2 SO 4 (конц) → 3SO 2 ­ + 2H 2 O

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

3) Окисление сложных веществ:
Серная кислота окисляет HI и НВг до свободных галогенов:
2 КВr + 2Н 2 SO 4 = К 2 SО 4 + SO 2 + Вr 2 + 2Н 2 О
2 КI + 2Н 2 SО 4 = К 2 SO 4 + SO 2 + I 2 + 2Н 2 О
Концентрированная серная кислота не может окислить хлорид-ионы до свободного хлора, что дает возможность получать НСl по реакции обмена:
NаСl + Н 2 SO 4 (конц.) = NаНSO 4 + НСl

Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты приводит к получению этилена:
С 2 Н 5 ОН = С 2 Н 4 + Н 2 О.

Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и др. углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием:
C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 = 18H 2 O + 12SO 2 + 6CO 2 .

Триоксид серы, как правило, имеет вид бесцветной жидкости. Он также может существовать в виде льда, волокнистых кристаллов или газа. Когда триоксид серы подвергается воздействию воздуха, начинает выделяться белый дым. Он является составным элементом такого химически активного вещества, как концентрированная серная кислота. Это прозрачная, бесцветная, маслянистая и весьма агрессивная жидкость. Она используется в производстве удобрений, взрывчатых веществ, других кислот, в нефтяной промышленности, в свинцово-кислотных аккумуляторных батареях в автомобилях.

Концентрированная серная кислота: свойства

Серная кислота хорошо растворяется в воде, обладает коррозионным воздействием на металлы и ткани, при контакте обугливает древесину и большинство других органических веществ. В результате длительного воздействия низкой концентрации вещества или краткосрочном воздействии высокой могут иметь место неблагоприятные последствия для здоровья от вдыхания.

Концентрированная серная кислота используется для изготовления удобрений и других химикатов, в переработке нефти, в производстве чугуна и стали и для многих других целей. Поскольку она имеет достаточно высокую температуру кипения, она может быть использована для выпуска более летучих кислот из их солей. Концентрированная серная кислота обладает сильным гигроскопичным свойством. Ее иногда используют в качестве сушильного агента для дегидратации (удаления воды химическим методом) многих соединений, например, углеводов.

Реакции серной кислоты

Концентрированная серная кислота необычным образом реагирует на сахар, оставляя за собой ломкую губчатую черную массу из углерода. Подобная реакция наблюдается при воздействии на кожу, целлюлозу и другие растительные и животные волокна. Когда концентрированная кислота смешивается с водой, выделяется большое количество тепла, достаточное для мгновенного кипячения. Для разбавления ее следует добавлять медленно в холодную воду при постоянном помешивании, чтобы ограничить накопление тепла. Серная кислота реагирует с жидкостью, образуя гидраты с резко выраженными свойствами.

Физические характеристики

Жидкость без цвета и запаха в разбавленном растворе имеет кислый вкус. Серная кислота является экстремально агрессивной при воздействии на кожу и все ткани организма, при непосредственном контакте вызывает сильные ожоги. В чистом виде H 2 SO4 не является проводником электричества, однако ситуация меняется в противоположную сторону с добавлением воды.

Некоторые свойства заключается в том, что молекулярная масса составляет 98.08. Температура кипения составляет 327 градусов Цельсия, плавления -2 градуса Цельсия. Серная кислота является сильной минеральной кислотой и одним из главных продуктов химической промышленности ввиду ее широкого коммерческого применения. Она образуется естественным образом в результате окисления сульфидных материалов, таких как сульфид железа.

Химические свойства серной кислоты (H 2 SO4) проявляются в различных химических реакциях :

1. При взаимодействии со щелочами образуются два ряда солей, в том числе сульфаты.
2. Реагирует с карбонатами и гидрокарбонатами с образованием солей и углекислого газа (СО 2).
3. На металлы она воздействует по-разному, в зависимости от температуры и степени разбавления. Холодная и разбавленная дает выход водороду, горячая и концентрированная дает выбросы SO 2 .
4. На триоксид серы (SO 3) и воду (Н 2 О) разлагается при кипячении раствор H 2 SO4 (концентрированная серная кислота). Химические свойства включают также роль сильного окислителя.

Пожарная опасность

Серная кислота обладает высокой реакционной способностью к воспламенению мелкодисперсных горючих материалов при контакте. При нагревании начинают выделяться высокотоксичные газы. Она является взрывоопасной и несовместимой с огромным количеством веществ. При повышенных температурах и давлении могут происходить достаточно агрессивные химические изменения и деформации. Может бурно реагировать с водой и другими жидкостями, приводя к разбрызгиванию.

Опасность для здоровья

Серная кислота разъедает все ткани организма. Вдыхание паров может привести к серьезным повреждениям легких. Поражение слизистой глаз может привести к полной потере зрения. Контакт с кожей может вызывать тяжелые некрозы. Даже несколько капель могут быть фатальными, если кислота получает доступ к трахее. Хроническое воздействие может вызвать трахеобронхит, стоматит, конъюнктивит, гастрит. Могут возникнуть перфорации желудка и перитонит, сопровождаемые циркуляторным коллапсом. Серная кислота является очень едким веществом, с которым следует обращаться с особой осторожностью. Признаки и симптомы при воздействии могут быть тяжелыми и включают слюнотечение, сильную жажду, затруднение глотания, боль, шок и ожоги. Рвотные массы, как правило, имеют цвет молотого кофе. Острое ингаляционное воздействие может привести к чиханию, осиплости голоса, удушью, ларингиту, одышке, раздражению дыхательных путей и боли в груди. Кровотечения из носа и десен, отек легких, хронический бронхит и пневмония также могут возникнуть. Воздействие на кожу может привести к серьезным болевым ожогам и дерматиту.

Первая помощь

1. Поместить пострадавших на свежий воздух. Сотрудники экстренных служб должны избегать при этом воздействия серной кислоты.
2. Оценить жизненные показатели, включая пульс и частоту дыхания. Если пульс не обнаруживается, провести реанимационные мероприятия в зависимости от полученных дополнительных травм. Если дыхание есть и затруднено, обеспечить респираторную поддержку.
3. Снять запачканную одежду как можно скорее.
4. В случае попадания в глаза промывать теплой водой по крайней мере 15 минут, на кожу - промыть водой с мылом.
5. При вдыхании ядовитых паров нужно прополоскать рот большим количеством воды, пить и самостоятельно вызывать рвоту запрещается.
6. Доставить пострадавших в лечебное учреждение.