В концентрираната сярна киселина окислителят не е водороден катион, а по-силен окислител - сулфатен йон, който в разредена сярна киселина не се проявява като окислител поради силна хидратация и в резултат на това ниска подвижност.
H 2 SO 4 (конц.) Окислява всички метали в обхвата на стандартните електродни потенциали до сребро включително.
S 6+ (SO 4 2-) + ne S 2- (H 2 S), S o (S), S 4+ (SO 2)
Тези процеси на редукция на сярна киселина съответстват на следните полуреакции на йонно-електронно равновесие:
SO 4 2- + 4H + + 2e ↔ SO 2 + 2H 2 O E o \u003d + 0,17B
SO 4 2- + 10H + + 8e ↔ H 2 S + 4H 2 O E o \u003d + 0,31B
SO 4 2- + 8H + + 6e ↔ S + 4H 2 O E o \u003d + 0,36B
Използването на тези стойности на CVOT е неправилно, т.к концентрацията на сярна киселина значително надвишава 1 mol/l
Схематично реакциите на окисление на металите в конц. H 2 SO 4 може да се запише като:
Me + H 2 SO 4 (конц.) = Me x (SO 4) y + H 2 O + (H 2 S, S, SO 2)
з 2 СиСсе открояват в случай на активни метали до цинк включително (Е относно аз д относно Zn ).
ТАКА 2 се освобождава по време на взаимодействието на металите, изброени в SEP таблицата под цинка (E относно аз д относно Zn ).
Трябва да се помни, че когато условията на реакцията се променят за един и същ метал, могат да се получат различни продукти, така че предложената схема е до известна степен условна. Например при продължително нагряване взаимодействието на алуминий с конц. сярната киселина може да доведе до образуването не само на сяра, но и на сероводород:
Al + H 2 SO 4 (конц.) \u003d Al 2 (SO 4) 3 + H 2 O + S
Al + H 2 SO 4 (конц.) \u003d Al 2 (SO 4) 3 + H 2 O + H 2 S
С алкални метали, сярна киселина конц. и разб. взаимодейства по същия начин според реакцията: Na + H 2 SO 4 (разб., конц.) \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + H 2 S
Има особености на взаимодействието на олово със сярна киселина - образува се кисела разтворима сол - оловен хидросулфат:
Pb + 3H 2 SO 4 (конц.) \u003d Pb (HSO 4) 2 + 2H 2 O + SO 2
За всяка реакция е необходимо да се съставят уравненията на йонно-електронния баланс и да се подредят коефициентите. Концентрираната сярна киселина е силен окислител и окислява металите, изброени в таблицата SEPOT, до сребро включително.
Трябва да се има предвид, че металите с различна степен на окисление, в случай на киселини, в които окислителят е водороден катион, се окисляват до по-ниски степени на окисление, а в конц. H 2 SO 4 - до по-висока. Например, желязо:
Fe + H 2 SO 4 (разл.) \u003d FeSO 4 + H 2
2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3SO 2 (при нагряване)
Втората реакция протича само при нагряване. В студена конц. H 2 SO 4 желязо, както и алуминий, хром, манган - се пасивират. Реакцията на пасивация може да бъде записана по следния начин:
2Fe + 3H 2 SO 4 (конц.) \u003d Fe 2 O 3 + 3H 2 O + 3SO 2 (на студено)
Взаимодействие на концентрирана сярна киселина с неметални редуктори.
Терминът "неметални редуциращи агенти" означава не само атоми на неметали, но също и техните йони, например халогенидни йони, които проявяват редуциращи свойства в различна степен. В зависимост от силата на редуциращия агент (стойността на SRTF на системата), сярната киселина може да се редуцира до серен диоксид или сероводород (в случай на силен редуциращ агент като йоден йон).
Например:
3S + 2H 2 SO 4 \u003d 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
HCl + H 2 SO 4 реакцията не протича, т.к хлоридният йон е слаб редуциращ агент
HBr + H 2 SO 4 \u003d Br 2 + SO 2 + H 2 O
HI + H 2 SO 4 \u003d I 2 + H 2 S + H 2 O
Химичните свойства на сярната киселина са:
1. Взаимодействие с метали:
Разредената киселина разтваря само онези метали, които са отляво на водорода в поредица от напрежения, например H 2 +1 SO 4 + Zn 0 \u003d H 2 O + Zn + 2 SO 4;
Окислителните свойства на сярната киселина са големи. При взаимодействие с различни метали (с изключение на Pt, Au), той може да се редуцира до H 2 S -2, S +4 O 2 или S 0, например:
2H 2 +6 SO 4 + 2Ag 0 = S +4 O 2 + Ag 2 +1 SO 4 + 2H 2 O;
5H 2 +6 SO 4 + 8Na 0 \u003d H 2 S -2 + 4Na 2 +1 SO 4 + 4H 2 O;
2. Концентрираната киселина H 2 S +6 O 4 също реагира (при нагряване) с някои неметали, докато се превръща в серни съединения с по-ниска степен на окисление, например:
2H 2 S +6 O 4 + C 0 = 2S + 4 O 2 + C + 4 O 2 + 2H 2 O;
2H 2 S +6 O 4 + S 0 = 3S +4 O 2 + 2H 2 O;
5H 2 S +6 O 4 + 2P 0 = 2H 3 P +5 O 4 + 5S +4 O 2 + 2H 2 O;
3. С основни оксиди:
H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O;
4. С хидроксиди:
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O;
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;
5. Взаимодействие със соли по време на обменни реакции:
H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d 2HCl + BaSO 4;
Образуването на BaSO 4 (бяла утайка, неразтворима в киселини) се използва за определяне на тази киселина и разтворими сулфати.
Идеята, че атомът на даден елемент има способността да се "насища", е изразена през 1853 г. от Е. Франкланд при разглеждане на структурата на органометалните съединения. Развивайки тази идея, през 1854 г. Кекуле за първи път изразява идеята за "двуосновност" или "двуатомност" (по-късно той започва да използва термина "валентност") на сярата и кислорода, а през 1857 г. разделя всички елементи на едно-, дву- и триосновни; Кекуле (едновременно с немския химик Г. Колбе) определя въглерода като четириатомен елемент. През 1858 г. Кекуле (едновременно с шотландския химик А. Купър) посочи способността на въглеродните атоми да образуват вериги, когато техните "афинитетни единици" са наситени. Тази механична доктрина за свързването на атомите във верига с образуването на молекули е в основата на теорията за химическата структура.
През 1865 г. Кекуле предполага, че молекулата на бензена има формата на правилен шестоъгълник, образуван от шест въглеродни атома, към които са свързани шест водородни атома. Комбинирайки концепцията за образуване на верига с доктрината за съществуването на множество връзки, той стигна до идеята за редуване на единични и двойни връзки в бензеновия пръстен (подобни структурни формули бяха предложени малко преди това от I. Loschmidt). Въпреки факта, че тази теория веднага срещна възражения, тя бързо се вкорени в науката и практиката.
Концепцията на Кекуле отвори пътя за установяване на структурата на много циклични (ароматни) съединения. За да обясни неспособността на бензена да присъединява халогеноводороди, през 1872 г. Кекуле излага хипотезата за колебанията, според която в бензена простите и двойните връзки постоянно сменят местата си. През 1867 г. Кекуле публикува работа за пространственото разположение на атомите в молекула, където той посочи, че връзките на въглероден атом може да не са в една и съща равнина.
Кекуле беше няколко години президент на Германското химическо дружество. Той е един от организаторите на Международния конгрес на химиците в Карлсруе (1860). Педагогическата дейност на Кекуле е много плодотворна. Автор е на нашумелия Учебник органична химия» (1859-1861). Редица ученици на Кекуле станаха изключителни химици; сред тях могат да бъдат особено отбелязани Л. Майер, Й. ван Хоф, А. Байер и Е. Фишер.
Бутлеров Александър Михайлович
Руският химик Александър Михайлович Бутлеров е роден в Чистопол, Казанска губерния, в семейството на земевладелец, пенсиониран офицер. Рано загубил майка си, Бутлеров е отгледан в едно от частните училища-интернати в Казан, след което учи в Казанската гимназия. На шестнадесет години той постъпва във физико-математическия факултет на Казанския университет, който по това време е центърът на естествените научни изследвания в Русия.
В първите години от студентския си живот Бутлеров се интересува от ботаника и зоология, но след това, под влияние на лекциите на К. К. Клаус и Н. Н. Зинин, той се интересува от химия и решава да се посвети на тази наука. През 1849 г. Бутлеров завършва университета и по предложение на Клаус е оставен в катедрата като преподавател. През 1851 г. защитава магистърската си теза „За окисляването на органичните съединения“, а през 1854 г. – докторската си дисертация „За етерични масла". През 1854 г. Бутлеров става извънреден, а през 1857 г. - обикновен професор по химия в Казанския университет.
По време на пътуване в чужбина през 1857-1858 г. Бутлеров се срещна с много водещи европейски химици, участва в срещите на новоорганизираното Парижко химическо дружество. В лабораторията на С. А. Вурц Бутлеров започва цикъл от експериментални изследвания, които служат като основа за теорията на химическата структура. Той формулира основните си положения в доклада „За химическата структура на материята“, прочетен на конгреса на немските естествоизпитатели и лекари в Шпайер (септември 1861 г.).
Основите на тази теория са формулирани по следния начин: 1) „Ако приемем, че всеки химичен атомсамо определено и ограничено количество химична сила (афинитет), с която участва в образуването на тялото, е характерно, бих нарекъл това химична структура химическа връзка, или начин за свързване на атоми в сложно тяло”; 2) "... химическата природа на сложната частица се определя от природата на елементарните съставки, тяхното количество и химична структура."
Всички останали разпоредби на класическата теория на химическата структура са пряко или косвено свързани с тези постулати. Бутлеров очертава начина за определяне на химичната структура и формулира правилата, които могат да се следват при това. Той дава предпочитание на синтетичните реакции, провеждани при условия, когато радикалите, участващи в тях, запазват химичната си структура.
Оставяйки отворен въпроса за предпочитаната форма на формулите за химическа структура, Бутлеров говори за тяхното значение: „... когато станат известни общите закони на зависимостта на химичните свойства на телата от тяхната химическа структура, тогава такава формула ще бъде израз на всички тези свойства." В същото време Бутлеров беше убеден, че структурните формули не могат да бъдат просто конвенционално представяне на молекули, а трябва да отразяват тяхната реална структура. Той подчерта, че всяка молекула има добре дефинирана структура и не може да комбинира няколко такива структури.
От голямо значение за формирането на теорията за химическата структура беше нейното експериментално потвърждение в трудовете както на самия Бутлеров, така и на неговата школа. Бутлеров предвижда и след това доказва съществуването на позиционна и скелетна изомерия. След като получи третичен бутилов алкохол, той успя да дешифрира неговата структура и доказа (заедно със своите ученици), че има изомери. През 1864 г. Бутлеров прогнозира съществуването на два бутана и три пентана, а по-късно и на изобутилен.
Той също така предполага съществуването на четири валерианови киселини; структурата на първите три е определена през 1871 г. от Е. Ерленмайер, а четвъртата е получена от самия Бутлеров през 1872 г. За да пренесе идеите на теорията на химическата структура през цялата органична химия, Бутлеров публикува през 1864-1866 г. в Казан, книгата "Въведение в пълното изучаване на органичната химия", 2-ро изд. който излиза още през 1867-1868 г. на немски.
През 1868 г. по предложение на Д. И. Менделеев Бутлеров е избран за обикновен професор в Петербургския университет, където работи до края на живота си. През 1870 г. той става извънреден, а през 1874 г. - обикновен академик на Петербургската академия на науките. От 1878 до 1882 г. е президент и председател на катедрата по химия на Руското физико-химическо дружество.
Преподавателската дейност на Бутлеров продължава 35 години и се провежда в три висши училища образователни институции: Казанския, Петербургския университети и във Висшите женски курсове (участва в организирането им през 1878 г.). Под ръководството на Бутлеров работят много от неговите ученици, сред които можем да назовем В. В. Марковников, Ф. М. Флавицки, А. М. Зайцев (в Казан), А. Е. Фаворски, И. Л. Кондаков (в Санкт Петербург). Бутлеров става основател на известната Казанска ("Бутлеровска") школа на органичните химици. Бутлеров също чете много популярни лекции, главно на химични и технически теми.
В допълнение към химията, Бутлеров обръща много внимание на практическите въпроси на селското стопанство, градинарството, пчеларството, а по-късно и на отглеждането на чай в Кавказ. От края на 1860г. Бутлеров активно се интересуваше от спиритизъм и медиумизъм, на които посвети няколко статии; това хоби на Бутлеров и опитите му да даде научна обосновка на спиритизма станаха причина за полемиката му с Менделеев. Бутлеров умира в селото. Бутлеровка от Казанска губерния, не доживял да види окончателното признание на теорията си. Двамата най-значими руски химици - Д. И. Менделеев и Н. А. Меншуткин - само десет години след смъртта на Бутлеров признават валидността на теорията за химическата структура.
Реакция на тримеризация на бензен
Киселините са химични съединения, състоящи се от водородни атоми и киселинни остатъци, например SO4, SO3, PO4 и др. Те са неорганични и органични. Първите включват солна, фосфорна, сулфидна, азотна, сярна киселина. Към втория - оцетна, палмитинова, мравчена, стеаринова и др.
Какво е сярна киселина
Тази киселина се състои от два водородни атома и киселинен остатък SO4. Има формула H2SO4.
Сярната киселина или, както се нарича още, сулфат, се отнася до неорганични двуосновни киселини, съдържащи кислород. Това вещество се счита за едно от най-агресивните и химически активни. В повечето химични реакции той действа като окислител. Тази киселина може да се използва в концентрирана или разредена форма, като в тези два случая има малко по-различно Химични свойства.
Физични свойства
Сярната киселина при нормални условия е в течно състояние, нейната точка на кипене е приблизително 279,6 градуса по Целзий, точката на замръзване, когато се превръща в твърди кристали, е около -10 градуса за сто процента и около -20 за 95 процента.
Чистата 100% сулфатна киселина е маслена течна субстанция без мирис и цвят, която има почти два пъти по-голяма плътност от водата - 1840 kg/m3.
Химични свойства на сулфатната киселина
Сярната киселина реагира с метали, техните оксиди, хидроксиди и соли. Разреден с вода в различни пропорции, той може да се държи различно, така че нека разгледаме по-отблизо свойствата на концентриран и слаб разтвор на сярна киселина поотделно.
концентриран разтвор на сярна киселина
За концентриран разтвор се счита разтвор, който съдържа от 90 процента сулфатна киселина. Такъв разтвор на сярна киселина е в състояние да реагира дори с неактивни метали, както и с неметали, хидроксиди, оксиди, соли. Свойствата на такъв разтвор на сулфатна киселина са подобни на тези на концентрирана нитратна киселина.
Взаимодействие с метали
По време на химическата реакция на концентриран разтвор на сулфатна киселина с метали, разположени вдясно от водорода в електрохимичната серия от метални напрежения (т.е. с не най-активните), се образуват следните вещества: сулфат на метала, с който протича взаимодействие вода и серен диоксид. Металите, в резултат на взаимодействие с които се образуват изброените вещества, включват мед (cuprum), живак, бисмут, сребро (argentum), платина и злато (aurum).
Взаимодействие с неактивни метали
С метали, които са отляво на водорода в серията на напрежението, концентрираната сярна киселина се държи малко по-различно. В резултат на такава химическа реакция се образуват следните вещества: сулфат на определен метал, сероводород или чиста сяра и вода. Металите, с които протича такава реакция, включват също желязо (ферум), магнезий, манган, берилий, литий, барий, калций и всички останали, които са в поредицата от напрежения вляво от водорода, с изключение на алуминий, хром, никел и титан - с тях концентрирана сулфатна киселина не реагира.
Взаимодействие с неметали
Това вещество е силен окислител, поради което е в състояние да участва в редокс химични реакции с неметали, като например въглерод (въглерод) и сяра. В резултат на такива реакции непременно се отделя вода. Когато това вещество се добави към въглерода, също се отделят въглероден диоксид и серен диоксид. И ако добавите киселина към сярата, получавате само серен диоксид и вода. При такава химична реакция сулфатната киселина играе ролята на окислител.
Взаимодействие с органични вещества
Карбонизацията може да се разграничи сред реакциите на сярна киселина с органични вещества. Такъв процес възниква, когато дадено вещество се сблъска с хартия, захар, влакна, дърво и т.н. В този случай във всеки случай се освобождава въглерод. Въглеродът, образуван по време на реакцията, може частично да взаимодейства със сярна киселина в излишък. Снимката показва реакцията на захарта с разтвор на сулфатна киселина със средна концентрация.
Реакции със соли
Също така, концентриран разтвор на H2SO4 реагира със сухи соли. В този случай се случва стандартна реакцияобмен, при който се образува метален сулфат, присъстващ в структурата на солта, и киселина с остатък, който е бил в състава на солта. Концентрираната сярна киселина обаче не реагира със солни разтвори.
Взаимодействие с други вещества
Също така това вещество може да реагира с метални оксиди и техните хидроксиди, в тези случаи възникват обменни реакции, в първия метален сулфат и вода се отделят, във втория - същото.
Химични свойства на слаб разтвор на сулфатна киселина
Разредената сярна киселина реагира с много вещества и има същите свойства като всички киселини. Той, за разлика от концентрирания, взаимодейства само с активни метали, тоест тези, които са вляво от водорода в поредица от напрежения. В този случай се получава същата реакция на заместване, както при всяка киселина. Това освобождава водород. Също така такъв киселинен разтвор взаимодейства със солни разтвори, в резултат на което възниква обменна реакция, вече обсъдена по-горе, с оксиди - също като концентрирани, с хидроксиди - също същото. В допълнение към обикновените сулфати има и хидросулфати, които са продукт на взаимодействието на хидроксид и сярна киселина.
Как да разберете дали даден разтвор съдържа сярна киселина или сулфати
За да се определи дали тези вещества присъстват в разтвор, се използва специална качествена реакция за сулфатни йони, която ви позволява да разберете. Състои се в добавяне на барий или неговите съединения към разтвора. В резултат на това може да се образува утайка бял цвят(бариев сулфат), което показва наличието на сулфати или сярна киселина.
Как се произвежда сярна киселина?
Най-често срещаният метод за промишлено производство на това вещество е извличането му от железен пирит. Този процес протича на три етапа, всеки от които е определен химическа реакция. Нека ги разгледаме. Първо към пирита се добавя кислород, което води до образуването на ферум оксид и серен диоксид, който се използва за по-нататъшни реакции. Това взаимодействие възниква при висока температура. Това е последвано от етап, в който чрез добавяне на кислород в присъствието на катализатор, който е ванадиев оксид, се получава серен триоксид. Сега, на последния етап, към полученото вещество се добавя вода и се получава сулфатна киселина. Това е най-често срещаният процес за промишлено извличане на сулфатна киселина, той се използва най-често, тъй като пиритът е най-достъпната суровина, подходяща за синтеза на веществото, описано в тази статия. Сярната киселина, получена чрез такъв процес, се използва в различни индустрии - както в химическата промишленост, така и в много други, например при рафиниране на нефт, обогатяване на руди и др. Често се използва и в производствената технология на много синтетични влакна.
СЪОТНОШЕНИЕ НА МЕТАЛИ КЪМ КИСЕЛИНИ
Най-често в химическата практика се използват такива силни киселини като сярна киселина. H 2 SO 4, солна HCl и азотна HNO 3 . След това помислете за съотношението на различните метали към изброените киселини.
солна киселина ( НС1)
Солната киселина е техническото наименование на солната киселина. Получава се чрез разтваряне на газ хлороводород във вода -НС1 . Поради ниската си разтворимост във вода, концентрацията на солна киселина при нормални условияне надвишава 38%. Следователно, независимо от концентрацията на солна киселина, процесът на дисоциация на нейните молекули във воден разтвор протича активно:
HCl H + + Cl -
Водородните йони, образувани в този процес H+ играе роля окислител, окисляващ метали, разположени в реддейност вляво от водорода . Взаимодействието протича по схемата:
аз + НС1сол +з 2
В този случай солта е метален хлорид ( NiCl2, CaCl2, AlCl3 ), в който броят на хлоридните йони съответства на степента на окисление на метала.
Солната киселина е слаб окислител, поради което металите с променлива валентност се окисляват до нея до по-ниски положителни степени на окисление:
Fe0 → Fe2+
Co0 → Co2+
Ni 0 → Ni2+
cr 0 →Cr2+
Mn 0 → Mn2+ и други .
Пример:
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2
2│ Al 0 - 3 д- → Al 3+ - окисление
3│2 H + + 2 д- → H2 - възстановяване
Солната киселина пасивира оловото ( Pb ). Пасивирането на оловото се дължи на образуването на повърхността му на оловен хлорид, който е слабо разтворим във вода ( II ), който предпазва метала от по-нататъшна атака от киселината:
Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H2
Сярна киселина (з 2 ТАКА 4 )
В промишлеността се получават много високи концентрации на сярна киселина (до 98%). Трябва да се вземе предвид разликата в окислителните свойства на разредения разтвор и концентрираната сярна киселина по отношение на металите.
Разредена сярна киселина
В разреден воден разтвор на сярна киселина повечето от нейните молекули се дисоциират:
H 2 SO 4 H + + HSO 4 -
HSO 4 - H + + SO 4 2-
Образувани йони H+ изпълняват функция окислител .
Като солна киселина, разреден разтвор на сярна киселина реагира само с активни метали и средна активност (намира се в серията активност до водород).
Химическата реакция протича по схемата:
аз+ H2SO4(разб .) → сол+H2
Пример:
2 Al + 3 H 2 SO 4 (разл.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2
1│2Al 0 – 6 д- → 2Al 3+ -окисляване
3│2 H + + 2 д- → H2 - възстановяване
Металите с променлива валентност се окисляват с разреден разтвор на сярна киселина до по-ниски положителни степени на окисление:
Fe0 → Fe2+
Co0 → Co2+
Ni 0 → Ni2+
cr 0 → Cr2+
Mn 0 → Mn2+ и други .
Водя ( Pb ) не се разтваря в сярна киселина (ако концентрацията й е под 80%) , тъй като получената сол PbSO4 неразтворим и създава защитен филм върху металната повърхност.
концентрирана сярна киселина
В концентриран разтвор на сярна киселина (над 68%) повечето от молекулите са в неасоцииран състояние, следователно сярата действа като окислител , който е в най-висока степен на окисление ( S+6 ). концентриран H2SO4 окислява всички метали, чийто стандартен електроден потенциал е по-малък от потенциала на окислителя - сулфатния йон SO 4 2- (0,36 V). В тази връзка с концентриран реагират със сярна киселина и някои неактивни метали .
Процесът на взаимодействие на метали с концентрирана сярна киселина в повечето случаи протича по схемата:
аз + з 2 ТАКА4 (конц.)сол + вода + възстановяващ продукт з 2 ТАКА 4
Продукти за възстановяване сярна киселина могат да бъдат следните серни съединения:
Практиката показва, че когато метал взаимодейства с концентрирана сярна киселина, се освобождава смес от редукционни продукти, състояща се от H2S, S и SO2. Един от тези продукти обаче се образува в преобладаващо количество. Определя се естеството на основния продукт метална дейност : колкото по-висока е активността, толкова по-дълбок е процесът на редукция на сярата в сярната киселина.
Взаимодействието на метали с различна активност с концентрирана сярна киселина може да бъде представено чрез схемата:
Алуминий (Ал ) и желязо ( Fe ) не реагират с студ концентриран H2SO4 , покривайки се с плътни оксидни филми, но при нагряване реакцията протича.
Ag , Au , Ru , Операционна система , Rh , Ir , Пт не реагират със сярна киселина.
концентриран сярна киселина е силен окислител , следователно, когато метали с променлива валентност взаимодействат с него, последните се окисляват към по-високи степени на окисление отколкото в случая на разреден киселинен разтвор:
Fe0→ Fe3+,
cr 0→ Cr3+,
Mn 0→Mn4+,
sn 0→ сн 4+
Водя ( Pb ) окислен до двувалентен състояние с образуване на разтворим оловен хидросулфатPb ( HSO 4 ) 2 .
Примери:
Активен метал
8 A1 + 15 H 2 SO 4 (конц.) →4A1 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S
4│2 Al 0 – 6 д- → 2 Al 3+ - окисление
3│ S 6+ + 8 e → S 2- - възстановяване
Метал със средна активност
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 - възстановяване
Металът е неактивен
2Bi + 6H 2 SO 4 (конц.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3SO 2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ –окисляване
3│ S 6+ + 2 e → S 4+ - възстановяване
Азотна киселина ( HNO 3 )
Характеристика на азотната киселина е, че азотът, който е част отНЕ 3 - има най-висока степен на окисление +5 и следователно има силни окислителни свойства. Максималната стойност на електродния потенциал за нитратния йон е 0,96 V, следователно азотната киселина е по-силен окислител от сярната киселина. Ролята на окислител в реакциите на взаимодействие на метали с азотна киселина се играе от N 5+ . Следователно, водород з 2 никога не се откроява при взаимодействие на метали с азотна киселина ( независимо от концентрацията ). Процесът протича по схемата:
аз + HNO 3 сол + вода + възстановяващ продукт HNO 3
Продукти за възстановяване HNO 3 :
Обикновено реакцията на азотна киселина с метал произвежда смес от редукционни продукти, но като правило един от тях е преобладаващ. Кой от продуктите ще бъде основен зависи от концентрацията на киселината и активността на метала.
Концентрирана азотна киселина
Счита се, че концентриран киселинен разтвор има плътностρ > 1,25 kg / m 3, което съответства на
концентрации > 40%. Независимо от активността на метала, реакцията на взаимодействие с HNO 3 (конц.) протича по схемата:
аз + HNO 3 (конц.)→ сол + вода + НЕ 2
Благородните метали не взаимодействат с концентрирана азотна киселина (Au , Ru , Операционна система , Rh , Ir , Пт ) и редица метали (Ал , Ти , Кр , Fe , ко , Ni ) при ниска температура пасивиран с концентрирана азотна киселина. Реакцията е възможна при повишаване на температурата, протича по схемата, представена по-горе.
Примери
активен метал
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+ - възстановяване
Метал със средна активност
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+ - възстановяване
Металът е неактивен
Ag + 2HNO 3 (конц.) → AgNO 3 + H 2 O + NO 2
1│ Ag 0 - e → Ag + - окисление
1│ N 5+ + e → N 4+ - възстановяване
Разредена азотна киселина
Продукт за възстановяване азотна киселина в разреден разтвор зависи от метална дейност участващи в реакцията:
Примери:
активен метал
8 Al + 30 HNO 3 (разл.) → 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- - възстановяване
Амонякът, освободен по време на редукция на азотна киселина, веднага взаимодейства с излишък от азотна киселина, образувайки сол - амониев нитрат NH4NO3:
NH3 + HNO3 → NH4NO3.
Метал със средна активност
10Cr + 36HNO 3 (разпад.) → 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 - възстановяване
С изключение молекулярен азот ( N 2 ) когато метали със средна активност взаимодействат с разредена азотна киселина, тя се образува в равно количество азотен оксид ( I) - N 2 O . В уравнението на реакцията трябва да напишете едно от тези вещества .
Металът е неактивен
3Ag + 4HNO 3(deb.) → 3AgNO 3 + 2H 2 O + NO
3│ Ag 0 - e → Ag + - окисление
1│ N 5+ + 3 e → N 2+ - възстановяване
"Царска вода"
"Царска вода" (по-рано наричани водка киселини) е смес от един обем азотна киселина и три до четири обема концентрирана солна киселина, която има много висока окислителна активност. Такава смес е способна да разтваря някои нискоактивни метали, които не взаимодействат с азотна киселина. Сред тях е и "царят на металите" - златото. Този ефект на "aqua regia" се обяснява с факта, че азотната киселина окислява солната киселина с освобождаване на свободен хлор и образуването на азотен хлорен оксид ( III ), или нитрозил хлорид - NOCl:
HNO 3 + 3 HCl → Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl
2 NOCl → 2 NO + Cl 2
Хлорът в момента на освобождаване се състои от атоми. Атомарният хлор е най-силният окислител, който позволява на "кралската водка" да действа дори върху най-инертните "благородни метали".
Окислителните реакции на златото и платината протичат съгласно следните уравнения:
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 "царска водка" не работи.
Е.А. Нуднова, М.В. Андрюхова
