V koncentrovanej kyseline sírovej nie je oxidačným činidlom vodíkový katión, ale silnejšie oxidačné činidlo - síranový ión, ktorý sa v zriedenej kyseline sírovej v dôsledku silnej hydratácie neprejavuje ako oxidačné činidlo a v dôsledku toho nízka pohyblivosť .
H 2 SO 4 (konc.) oxiduje všetky kovy v rozsahu štandardných elektródových potenciálov až po striebro vrátane.
S 6+ (SO 4 2-) + ne S 2- (H 2 S), S o (S), S 4+ (SO 2)
Týmto procesom redukcie kyseliny sírovej zodpovedajú nasledujúce iónovo-elektronické rovnovážne polovičné reakcie:
SO42- + 4H + +2e ↔ SO2 + 2H20 Eo = +0,17B
SO42- + 10H + +8e ↔ H2S + 4H20 Eo = +0,31 B
SO42- + 8H + +6e ↔ S + 4H20 Eo = +0,36B
Je nesprávne použiť tieto hodnoty OVPOT, pretože koncentrácia kyseliny sírovej výrazne presahuje 1mol/l
Schematický diagram oxidačných reakcií kovov v konc. H2SO4 možno zapísať ako:
Me + H2S04 (konc.) = Me x (S04) y + H20 + (H2S, S, S02)
H 2 SASsa uvoľňujú v prípade aktívnych kovov až po zinok vrátane (E O meh E O Zn ).
SO 2 uvoľnené počas interakcie kovov uvedených v tabuľke SEP nižšie zinok (E O meh E O Zn ).
Je potrebné mať na pamäti, že pri zmene reakčných podmienok je možné pre ten istý kov získať rôzne produkty, takže navrhovaná schéma je do určitej miery podmienená. Napríklad pri dlhšom zahrievaní sa interakcia hliníka s konc. kyselina sírová môže viesť k tvorbe nielen síry, ale aj sírovodíka:
Al + H 2 SO 4 (konc.) = Al 2 (SO 4) 3 + H 2 O + S
Al + H 2 SO 4 (konc.) = Al 2 (SO 4) 3 + H 2 O + H 2 S
S alkalickými kovmi sa kyselina sírová konc. a zried. interaguje rovnakým spôsobom podľa reakcie: Na + H 2 SO 4 (zriedený, konc.) = Na 2 SO 4 + H 2 O + H 2 S
Existujú znaky interakcie olova s kyselinou sírovou - vytvára sa kyslá rozpustná soľ - hydrogensíran olovnatý:
Pb + 3H2S04 (konc.) = Pb(HS04)2 + 2H20 + S02
Pre každú reakciu je potrebné vytvoriť rovnice ión-elektrónovej rovnováhy a priradiť koeficienty. Koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo a oxiduje kovy uvedené v tabuľke SEPOT až po striebro vrátane.
Treba mať na pamäti, že kovy vykazujúce rôzne stupne oxidácie, v prípade kyselín, v ktorých je oxidačným činidlom vodíkový katión, sa oxidujú do nižších oxidačných stavov a v konc. H 2 SO 4 – na vyššie. Napríklad železo:
Fe + H2S04 (zriedené) = FeS04 + H2
2Fe + 6H2S04 (konc.) = Fe2 (S04)3 + 6H20 + 3S02 (pri zahrievaní)
Druhá reakcia nastáva iba pri zahrievaní. V studenej konc. H 2 SO 4 železo, ako aj hliník, chróm, mangán sú pasivované. Pasivačná reakcia môže byť napísaná takto:
2Fe + 3H2S04 (konc.) = Fe203 + 3H20 + 3S02 (v chlade)
Interakcia koncentrovanej síry s nekovovými redukčnými činidlami.
Pojem „nekovy redukujúci“ znamená nielen atómy nekovov, ale aj ich ióny, napríklad halogenidové ióny, ktoré vykazujú v rôznej miere redukčné vlastnosti. V závislosti od sily redukčného činidla (hodnota OVPOT systému) môže byť kyselina sírová redukovaná na oxid siričitý alebo sírovodík (v prípade takého silného redukčného činidla, akým je jódový ión).
Napríklad:
3S + 2H2S04 = 3S02 + 2H20
C + 2H2S04 = 2S02 + C02 + 2H20
HCl + H 2 SO 4 reakcia neprebehne, pretože chloridový ión je slabé redukčné činidlo
HBr + H2S04 = Br2 + S02 + H20
HI + H2S04 = I2 + H2S + H20
Chemické vlastnosti kyseliny sírovej sú:
1. Interakcia s kovmi:
Zriedená kyselina rozpúšťa iba tie kovy, ktoré sú naľavo od vodíka v rade napätia, napríklad H 2 + 1 SO 4 + Zn 0 = H 2 O + Zn + 2 SO 4;
Oxidačné vlastnosti kyseliny sírovej sú skvelé. Pri interakcii s rôznymi kovmi (okrem Pt, Au) sa môže redukovať na H 2 S -2, S + 4 O 2 alebo S 0, napríklad:
2H2+6S04 + 2Ag0 = S +402 + Ag2 + 1 S04 + 2H20;
5H2+6S04+8Nao = H2S-2 + 4Na2 + 1 S04 + 4H20;
2. Koncentrovaná kyselina H 2 S +6 O 4 tiež reaguje (pri zahrievaní) s niektorými nekovmi, pričom sa mení na zlúčeniny síry s nižším oxidačným stavom, napr.
2H2S +604 + Co = 2S +402 + C +402 + 2H20;
2H2S +604 + S0 = 3S +402 + 2H20;
5H2S +604 + 2P0 = 2H3P +504 + 5S +402 + 2H20;
3. So zásaditými oxidmi:
H2S04 + CuO = CuS04 + H20;
4. S hydroxidmi:
Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H20;
2NaOH + H2S04 = Na2S04 + 2H20;
5. Interakcia so soľami počas metabolických reakcií:
H2S04 + BaCl2 = 2HCl + BaS04;
Na stanovenie tejto kyseliny a rozpustných síranov sa využíva tvorba BaSO 4 (biela zrazenina nerozpustná v kyselinách).
Myšlienku, že atóm prvku má schopnosť „nasýtiť“, vyslovil v roku 1853 E. Frankland pri úvahách o zložení organokovových zlúčenín. Pri rozvíjaní tejto myšlienky Kekule v roku 1854 prvýkrát vyjadril myšlienku „bibazicity“ alebo „diatomicity“ (neskôr začal používať výraz „valencia“) síry a kyslíka av roku 1857 rozdelil všetky prvky na jeden-, dvoj- a trojbázové; Kekule (súčasne s nemeckým chemikom G. Kolbem) identifikoval uhlík ako štvoratómový prvok. V roku 1858 Kekule (v rovnakom čase ako škótsky chemik A. Cooper) poukázal na schopnosť atómov uhlíka vytvárať reťazce, keď sú ich „afinitné jednotky“ nasýtené. Táto mechanická doktrína o spojení atómov v reťazci za vzniku molekúl tvorila základ teórie chemická štruktúra.
V roku 1865 Kekule navrhol, že molekula benzénu má tvar pravidelného šesťuholníka tvoreného šiestimi atómami uhlíka, na ktoré je naviazaných šesť atómov vodíka. Spojením myšlienky tvorby reťazcov s doktrínou existencie viacnásobných väzieb dospel k myšlienke striedania jednoduchých a dvojitých väzieb v benzénovom kruhu (podobné štruktúrne vzorce navrhol krátko predtým I. Loschmidt) . Napriek tomu, že táto teória okamžite narazila na námietky, rýchlo sa udomácnila vo vede aj v praxi.
Kekuleho koncepcia otvorila cestu k založeniu štruktúry mnohých cyklických (aromatických) zlúčenín. Na vysvetlenie neschopnosti benzénu pridávať halogenovodíky Kekulé v roku 1872 predložil oscilačnú hypotézu, podľa ktorej jednoduché a dvojité väzby v benzéne neustále menia miesta. V roku 1867 Kekule publikoval prácu o priestorovom usporiadaní atómov v molekule, kde naznačil, že väzby atómu uhlíka nemusia byť v rovnakej rovine.
Kekule bol niekoľko rokov prezidentom Nemeckej chemickej spoločnosti. Bol jedným z organizátorov medzinárodného kongresu chemikov v Karlsruhe (1860). Kekuleho pedagogická činnosť bola veľmi plodná. Je autorom všeobecne uznávanej „Učebnice organická chémia“ (1859-1861). Z mnohých Kekulových študentov sa stali vynikajúci chemici; Spomedzi nich môžeme spomenúť najmä L. Meyera, J. Van't Hoffa, A. Bayera a E. Fischera.
BUTLEROV, Alexander Michajlovič
Ruský chemik Alexander Michajlovič Butlerov sa narodil v Chistopole v provincii Kazaň v rodine veľkostatkára, dôstojníka na dôchodku. Po predčasnej strate matky bol Butlerov vychovaný v jednej zo súkromných internátnych škôl v Kazani, potom študoval na kazanskom gymnáziu. Ako šestnásťročný nastúpil na katedru fyziky a matematiky Kazanskej univerzity, ktorá bola v tom čase centrom prírodovedného výskumu v Rusku.
V prvých rokoch študentského života sa Butlerov zaujímal o botaniku a zoológiu, no potom ho pod vplyvom prednášok K. K. Klausa a N. N. Zinina začala zaujímať chémia a rozhodol sa venovať tejto vede. V roku 1849 Butlerov vyštudoval univerzitu a na návrh Klausa zostal na katedre ako učiteľ. V roku 1851 obhájil diplomovú prácu „O oxidácii organických zlúčenín“ a v roku 1854 doktorskú prácu „O esenciálne oleje" V roku 1854 sa Butlerov stal mimoriadnym av roku 1857 riadnym profesorom chémie na Kazanskej univerzite.
Počas cesty do zahraničia v rokoch 1857-1858. Butlerov sa stretol s mnohými poprednými chemikmi v Európe a zúčastnil sa na stretnutiach novoorganizovanej parížskej chemickej spoločnosti. V laboratóriu S. A. Wurtza začal Butlerov sériu experimentálnych štúdií, ktoré slúžili ako základ pre teóriu chemickej štruktúry. Jeho hlavné ustanovenia sformuloval v správe „O chemickej štruktúre hmoty“, prečítanej na kongrese nemeckých prírodovedcov a lekárov v Speyeri (september 1861).
Základy tejto teórie sú formulované nasledovne: 1) „Za predpokladu, že každý chemický atóm charakterizovaný len určitým a obmedzeným množstvom chemickej sily (afinity), s ktorou sa podieľa na vzniku telesa, túto chemickú väzbu alebo spôsob vzájomného spojenia atómov v zložitom tele by som nazval chemickou štruktúrou“; 2) „...chemická povaha komplexnej častice je určená povahou jej elementárnych zložiek, ich množstvom a chemickou štruktúrou.“
Všetky ostatné ustanovenia klasickej teórie chemickej štruktúry priamo alebo nepriamo súvisia s týmito postulátmi. Butlerov načrtáva cestu určenia chemickej štruktúry a formuluje pravidlá, ktoré možno v tomto prípade dodržiavať. Uprednostňuje syntetické reakcie uskutočňované za podmienok, keď si radikály, ktoré sú v nich zahrnuté, zachovávajú svoju chemickú štruktúru.
Butlerov nechal otvorenú otázku preferovanej formy vzorcov pre chemickú štruktúru a hovoril o ich význame: „...keď budú známe všeobecné zákony závislosti chemických vlastností telies od ich chemickej štruktúry, potom bude takýto vzorec vyjadrením všetkých týchto vlastností.“ Butlerov bol zároveň presvedčený, že štruktúrne vzorce nemôžu byť len konvenčným obrazom molekúl, ale musia odrážať ich skutočnú štruktúru. Zdôraznil, že každá molekula má veľmi špecifickú štruktúru a nemôže kombinovať niekoľko takýchto štruktúr.
Veľký význam pre rozvoj teórie chemickej štruktúry malo jej experimentálne potvrdenie v prácach samotného Butlerova a jeho školy. Butlerov predvídal a potom dokázal existenciu pozičnej a skeletálnej izomérie. Po získaní terciárneho butylalkoholu dokázal rozlúštiť jeho štruktúru a dokázal (spolu so svojimi študentmi) prítomnosť izomérov. V roku 1864 Butlerov predpovedal existenciu dvoch butánov a troch pentánov a neskôr izobutylénu.
Navrhol tiež existenciu štyroch valérových kyselín; štruktúru prvých troch určil v roku 1871 E. Erlenmeyer a štvrtý získal sám Butlerov v roku 1872. Aby sa myšlienky teórie chemickej štruktúry preniesli do celej organickej chémie, Butlerov publikoval v rokoch 1864-1866. v Kazani, kniha „Úvod do úplného štúdia organickej chémie“, 2. vyd. ktorý vyšiel už v rokoch 1867-1868. V Nemecku.
V roku 1868 bol Butlerov na odporúčanie D.I.Mendelejeva zvolený za riadneho profesora na Petrohradskej univerzite, kde pôsobil až do konca života. V roku 1870 sa stal mimoriadnym av roku 1874 obyčajným akademikom Akadémie vied v Petrohrade. V rokoch 1878 až 1882 bol prezidentom a predsedom oddelenia chémie Ruskej fyzikálno-chemickej spoločnosti.
Butlerova učiteľská kariéra trvala 35 rokov a konala sa o tri vyššie vzdelávacie inštitúcie: Kazaň, petrohradské univerzity a na Vyšších ženských kurzoch (na ich organizácii sa podieľal v roku 1878). Mnohí z jeho študentov pracovali pod vedením Butlerova, medzi ktorými možno menovať V. V. Markovnikova, F. M. Flavitskij, A. M. Zajcev (v Kazani), A. E. Favorskij, I. L. Kondakov (v Petrohrade). Butlerov sa stal zakladateľom slávnej kazanskej („Butlerov“) školy organických chemikov. Butlerov mal aj mnoho populárnych prednášok, najmä na chemické a technické témy.
Okrem chémie venoval Butlerov veľkú pozornosť praktickým otázkam poľnohospodárstva, záhradníctva, včelárstva a neskôr aj pestovaniu čaju na Kaukaze. Od konca 60. rokov 19. storočia. Butlerov sa aktívne zaujímal o spiritualizmus a mediumitu, ktorým venoval niekoľko článkov; Táto Butlerova vášeň a jeho pokusy dať spiritualizmu vedecký základ sa stali dôvodom jeho polemiky s Mendelejevom. Butlerov zomrel v dedine. Butlerovka z provincie Kazaň, pred konečným uznaním jeho teórie. Dvaja najvýznamnejší ruskí chemici - D. I. Mendelejev a N. A. Menshutkin - len desať rokov po Butlerovovej smrti uznali platnosť teórie chemickej štruktúry.
Reakcia trimerizácie benzénu
Kyseliny sú chemické zlúčeniny pozostávajúce z atómov vodíka a kyslých zvyškov, napríklad SO4, SO3, PO4 atď. Sú anorganické a organické. Prvé zahŕňajú kyselinu chlorovodíkovú, fosforečnú, sulfidovú, dusičnú a sírovú. Medzi druhé patria kyselina octová, kyselina palmitová, kyselina mravčia, kyselina stearová atď.
Čo je kyselina sírová
Táto kyselina pozostáva z dvoch atómov vodíka a kyslého zvyšku SO4. Má vzorec H2SO4.
Kyselina sírová alebo, ako sa tiež nazýva, kyselina síranová, sa týka anorganických dvojsýtnych kyselín obsahujúcich kyslík. Táto látka je považovaná za jednu z najagresívnejších a chemicky aktívnych. Vo väčšine chemických reakcií pôsobí ako oxidačné činidlo. Táto kyselina sa môže použiť v koncentrovanej alebo zriedenej forme, v týchto dvoch prípadoch sa mierne líši Chemické vlastnosti.
Fyzikálne vlastnosti
Kyselina sírová je za normálnych podmienok kvapalná, jej bod varu je približne 279,6 stupňa Celzia, bod tuhnutia pri premene na tuhé kryštály je na sto percent asi -10 stupňov a na 95 percent asi -20.
Čistá stopercentná síranová kyselina je bez zápachu, bezfarebná, olejovitá tekutá látka, ktorá má takmer dvojnásobnú hustotu ako voda – 1840 kg/m3.
Chemické vlastnosti sulfátovej kyseliny
Kyselina sírová reaguje s kovmi, ich oxidmi, hydroxidmi a soľami. Zriedený vodou v rôznych pomeroch sa môže správať inak, preto sa pozrime bližšie na vlastnosti koncentrovaných a slabých roztokov kyseliny sírovej oddelene.
Koncentrovaný roztok kyseliny sírovej
Roztok obsahujúci aspoň 90 percent sulfátovej kyseliny sa považuje za koncentrovaný. Takýto roztok kyseliny sírovej je schopný reagovať aj s nízkoaktívnymi kovmi, ako aj s nekovmi, hydroxidmi, oxidmi a soľami. Vlastnosti takého roztoku síranovej kyseliny sú podobné vlastnostiam koncentrovanej dusičnanovej kyseliny.
Interakcia s kovmi
Pri chemickej reakcii koncentrovaného roztoku síranovej kyseliny s kovmi umiestnenými napravo od vodíka v elektrochemickej napäťovej sérii kovov (teda s nie najaktívnejšími) vznikajú tieto látky: síran kovu, s ktorým dochádza k interakcii, vody a oxidu siričitého. Medzi kovy, ako výsledok interakcie, s ktorými sa tvoria uvedené látky, patrí meď (cuprum), ortuť, bizmut, striebro (argentum), platina a zlato (aurum).
Interakcia s neaktívnymi kovmi
S kovmi, ktoré sú v sérii napätia naľavo od vodíka, sa koncentrovaná kyselina sírová správa trochu inak. V dôsledku tejto chemickej reakcie vznikajú tieto látky: síran určitého kovu, sírovodík alebo čistá síra a voda. Medzi kovy, s ktorými dochádza k podobnej reakcii, patrí aj železo (ferum), horčík, mangán, berýlium, lítium, bárium, vápnik a všetky ostatné, ktoré sú v rade napätia vľavo od vodíka, okrem hliníka, chrómu, niklu a titánu - s nimi koncentrovaná síranová kyselina neinteraguje.
Interakcia s nekovmi
Táto látka je silným oxidačným činidlom, takže je schopná podieľať sa na redoxných chemických reakciách s nekovmi, ako je napríklad uhlík (uhlík) a síra. V dôsledku takýchto reakcií sa nevyhnutne uvoľňuje voda. Keď sa táto látka pridá k uhlíku, uvoľňuje sa aj oxid uhličitý a oxid siričitý. A ak k síre pridáte kyselinu, získate iba oxid siričitý a vodu. Pri takejto chemickej reakcii hrá síranová kyselina úlohu oxidačného činidla.
Interakcia s organickými látkami
Medzi reakciami kyseliny sírovej s organickými látkami možno rozlíšiť zuhoľnatenie. Tento proces nastáva, keď sa táto látka zrazí s papierom, cukrom, vláknami, drevom atď. V tomto prípade sa uhlík v každom prípade uvoľňuje. Uhlík vznikajúci pri reakcii môže čiastočne reagovať s kyselinou sírovou, ak je ho prebytok. Fotografia ukazuje reakciu cukru s roztokom síranovej kyseliny strednej koncentrácie.
Reakcie so soľami
Koncentrovaný roztok H2SO4 tiež reaguje so suchými soľami. V tomto prípade sa to stane štandardná reakcia výmena, pri ktorej sa vytvorí síran kovu, ktorý bol prítomný v štruktúre soli a kyselina so zvyškom, ktorý bol v soli. Koncentrovaná kyselina sírová však nereaguje s roztokmi solí.
Interakcia s inými látkami
Táto látka môže tiež reagovať s oxidmi kovov a ich hydroxidmi, v týchto prípadoch dochádza k výmenným reakciám, v prvom sa uvoľňuje síran kovu a voda, v druhom - to isté.
Chemické vlastnosti slabého roztoku kyseliny síranovej
Zriedená kyselina sírová reaguje s mnohými látkami a má rovnaké vlastnosti ako všetky kyseliny. Na rozdiel od koncentrovaného kovu interaguje iba s aktívnymi kovmi, to znamená s tými, ktoré sú v sérii napätia naľavo od vodíka. V tomto prípade nastáva rovnaká substitučná reakcia ako v prípade akejkoľvek kyseliny. Tým sa uvoľňuje vodík. Takýto roztok kyseliny tiež interaguje s roztokmi solí, čo vedie k výmennej reakcii, o ktorej sme už hovorili vyššie, s oxidmi - rovnakými ako koncentrovaný, s hydroxidmi - tiež rovnakými. Okrem obyčajných síranov existujú aj hydrosírany, ktoré sú produktom interakcie hydroxidu a kyseliny sírovej.
Ako zistiť, či roztok obsahuje kyselinu sírovú alebo sírany
Na určenie, či sú tieto látky prítomné v roztoku, sa používa špeciálna kvalitatívna reakcia na síranové ióny, ktorá umožňuje zistiť. Pozostáva z pridania bária alebo jeho zlúčenín do roztoku. To môže mať za následok zrážky biely(síran bárnatý), čo naznačuje prítomnosť síranov alebo kyseliny sírovej.
Ako sa vyrába kyselina sírová?
Najbežnejšou metódou priemyselnej výroby tejto látky je jej extrakcia z pyritu železa. Tento proces prebieha v troch fázach, z ktorých každá má určitú chemická reakcia. Pozrime sa na ne. Najprv sa do pyritu pridá kyslík, čo vedie k tvorbe oxidu železitého a oxidu siričitého, ktorý sa používa na ďalšie reakcie. K tejto interakcii dochádza pri vysokej teplote. Nasleduje fáza, v ktorej sa oxid sírový získava pridaním kyslíka v prítomnosti katalyzátora, ktorým je oxid vanádu. Teraz, v poslednom štádiu, sa k výslednej látke pridá voda a získa sa síranová kyselina. Toto je najbežnejší proces priemyselnej extrakcie kyseliny síranovej, používa sa najčastejšie, pretože pyrit je najdostupnejšia surovina vhodná na syntézu látky opísanej v tomto článku. Kyselina sírová získaná týmto procesom sa používa v rôznych oblastiach priemyslu - ako v chemickom, tak aj v mnohých iných, napríklad pri rafinácii ropy, úprave rúd atď. Jej použitie sa často predpokladá aj pri výrobe mnohých syntetických vlákien. .
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 . Vzhľadom na jej nízku rozpustnosť vo vode, koncentrácia kyseliny chlorovodíkovej pri normálnych podmienkach 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+ hrať úlohu oxidačné činidlo, oxidačné kovy nachádzajúce sa v početčinnosť 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→ Fe3+,
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 prebytočnou kyselinou dusičnou 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
