Los OVR están especialmente resaltados en color en el artículo. Présteles especial atención. Estas ecuaciones pueden aparecer en el Examen Estatal Unificado.

El ácido sulfúrico diluido se comporta como otros ácidos, ocultando sus capacidades oxidativas:

Y una cosa más para recordar ácido sulfúrico diluido: ella no reacciona con el plomo. Un trozo de plomo arrojado en H2SO4 diluido se cubre con una capa de sulfato de plomo insoluble (ver tabla de solubilidad) y la reacción se detiene inmediatamente.

Propiedades oxidantes del ácido sulfúrico.

– líquido aceitoso pesado, no volátil, insípido e inodoro

Debido al azufre en el estado de oxidación +6 (superior), el ácido sulfúrico adquiere fuertes propiedades oxidantes.

Regla para la tarea 24 (antiguo A24) al preparar soluciones de ácido sulfúrico Nunca debes echarle agua.. El ácido sulfúrico concentrado se debe verter en el agua en un chorro fino, revolviendo constantemente.

Reacción del ácido sulfúrico concentrado con metales.

Estas reacciones están estrictamente estandarizadas y siguen el esquema:

H2SO4(conc.) + metal → sulfato metálico + H2O + producto de azufre reducido.

Hay dos matices:

1) aluminio, hierro Y cromo No reaccionan con H2SO4 (conc.) en condiciones normales debido a la pasivación. Necesita ser calentado.

2) C platino Y oro H2SO4 (conc) no reacciona en absoluto.

Azufre V ácido sulfúrico concentrado- oxidante

• Esto significa que se recuperará por sí solo;
• el grado de oxidación al que se reduce el azufre depende del metal.

Consideremos diagrama del estado de oxidación del azufre:

• Antes -2 El azufre sólo puede reducirse mediante metales muy activos, en una serie de voltajes. hasta e incluyendo aluminio.

Las reacciones serán así:

8Li+5H 2 ENTONCES 4( conc. .) → 4Li 2 ENTONCES 4 + 4H 2 O+H 2 S

4 mg + 5 h 2 ENTONCES 4( conc. .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S

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

• tras la interacción de H2SO4 (conc) con metales en una serie de voltajes Después del aluminio, pero antes del hierro., es decir, con metales de actividad media, el azufre se reduce a 0 :

3Mn + 4H 2 ENTONCES 4( conc. .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O+S↓

2Cr + 4H 2 ENTONCES 4( conc. .) (t)→Cr 2 (ENTONCES 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓

3Zn+4H 2 ENTONCES 4( conc. .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓

• todos los demás metales comenzando con el hardware en varios voltajes (incluidos los posteriores al hidrógeno, excepto el oro y el platino, por supuesto), solo pueden reducir el azufre a +4. Dado que estos son metales poco activos:

2 fe + 6 h 2 ENTONCES 4(conc.) ( t)→ fe 2 ( ENTONCES 4 ) 3 + 6 h 2 oh + 3 ENTONCES 2

(tenga en cuenta que el hierro se oxida a +3, el estado de oxidación más alto posible, ya que es un agente oxidante fuerte)

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

2Ag+2H 2 ENTONCES 4( conc. .) → Ag 2 ENTONCES 4 + 2H 2 O+SO 2

Por supuesto, todo es relativo. La profundidad de recuperación dependerá de muchos factores: concentración de ácido (90%, 80%, 60%), temperatura, etc. Por lo tanto, es imposible predecir los productos con total precisión. La tabla anterior también tiene su propio porcentaje aproximado, pero puedes utilizarlo. También es necesario recordar que en el Examen Estatal Unificado, cuando no se indica el producto de azufre reducido y el metal no es particularmente activo, lo más probable es que los compiladores se refieran a SO 2. Es necesario observar la situación y buscar pistas en las condiciones.

ENTONCES 2 - Este es generalmente un producto común de ORR con la participación de conc. ácido sulfúrico.

H2SO4 (conc) oxida algo no metales(que exhiben propiedades reductoras), como regla general, al máximo: el mayor grado de oxidación (se forma un óxido de este no metal). En este caso, el azufre también se reduce a SO 2:

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

2P+5H 2 ENTONCES 4( conc. .) → PAG 2 oh 5 +5H 2 O+5SO 2

El óxido de fósforo (V) recién formado reacciona con el agua para producir ácido ortofosfórico. Por tanto, la reacción se registra inmediatamente:

2P+5H 2 ENTONCES 4( conc. ) → 2H 3 CORREOS. 4 + 2H 2 O+5SO 2

Lo mismo ocurre con el boro, se convierte en ácido ortobórico:

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

Es muy interesante la interacción del azufre con un estado de oxidación de +6 (en ácido sulfúrico) con “otro” azufre (ubicado en un compuesto diferente). En el marco del Examen Estatal Unificado, se considera la interacción de H2SO4 (conc) con azufre (una sustancia simple) y sulfuro de hidrógeno.

Empecemos con la interacción. azufre (una sustancia simple) con ácido sulfúrico concentrado. En una sustancia simple el estado de oxidación es 0, en un ácido es +6. En esta ORR, el azufre +6 oxidará el azufre 0. Veamos el diagrama de los estados de oxidación del azufre:

El azufre 0 se oxidará y el azufre +6 se reducirá, es decir, bajará el estado de oxidación. Se liberará dióxido de azufre:

2 h 2 ENTONCES 4(conc.) + S → 3 ENTONCES 2 + 2 h 2 oh

Pero en el caso del sulfuro de hidrógeno:

Se forman tanto azufre (una sustancia simple) como dióxido de azufre:

h 2 ENTONCES 4( conc. .) +H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 oh

Este principio a menudo puede ayudar a identificar un producto ORR donde el agente oxidante y el agente reductor son el mismo elemento, en diferentes estados de oxidación. El agente oxidante y el agente reductor “se encuentran a mitad de camino” según el diagrama del estado de oxidación.

H2SO4 (conc), de una forma u otra, interactúa con haluros. Solo aquí hay que entender que el flúor y el cloro son “ellos mismos con bigote” y La TRO no ocurre con fluoruros y cloruros., se somete a un proceso de intercambio iónico convencional durante el cual se forma gas haluro de hidrógeno:

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

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

Pero los halógenos en la composición de bromuros y yoduros (así como en la composición de los correspondientes haluros de hidrógeno) se oxidan a halógenos libres. Sólo el azufre se reduce de diferentes maneras: el yoduro es un agente reductor más fuerte que el bromuro. Por lo tanto, el yoduro reduce el azufre a sulfuro de hidrógeno y el bromuro a dióxido de azufre:

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

h 2 ENTONCES 4( conc. .) + 2HBr → 2H 2 O+SO 2 +Br 2

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

h 2 ENTONCES 4( conc. .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

El cloruro de hidrógeno y el fluoruro de hidrógeno (así como sus sales) son resistentes a la acción oxidante del H2SO4 (conc.).

Y finalmente, lo último: esto es exclusivo del ácido sulfúrico concentrado, nadie más puede hacerlo. Ella tiene propiedad de eliminación de agua.

Esto permite utilizar el ácido sulfúrico concentrado de diversas formas:

Primero, secado de sustancias. El ácido sulfúrico concentrado elimina el agua de la sustancia y ésta "se seca".

En segundo lugar, catalizador en reacciones en las que se elimina agua (por ejemplo, deshidratación y esterificación):

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

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

El trióxido de azufre suele aparecer como un líquido incoloro. También puede existir en forma de hielo, cristales fibrosos o gas. Cuando el trióxido de azufre se expone al aire, comienza a liberarse humo blanco. Es un componente de una sustancia químicamente activa como el ácido sulfúrico concentrado. Es un líquido transparente, incoloro, aceitoso y muy agresivo. Se utiliza en la producción de fertilizantes, explosivos, otros ácidos, en la industria petrolera y en baterías de plomo-ácido para automóviles.

Ácido sulfúrico concentrado: propiedades.

El ácido sulfúrico es muy soluble en agua, tiene un efecto corrosivo sobre metales y tejidos, y carboniza la madera y la mayoría de las demás sustancias orgánicas al contacto. Pueden producirse efectos adversos para la salud por inhalación como resultado de una exposición prolongada a bajas concentraciones de la sustancia o una exposición breve a altas concentraciones.

El ácido sulfúrico concentrado se utiliza para fabricar fertilizantes y otros productos químicos, en el refinado de petróleo, en la producción de hierro y acero y para muchos otros fines. Debido a que tiene un punto de ebullición bastante alto, puede usarse para liberar más ácidos volátiles de sus sales. El ácido sulfúrico concentrado tiene una fuerte propiedad higroscópica. A veces se utiliza como agente secante para deshidratar (eliminar químicamente el agua) muchos compuestos, como los carbohidratos.

Reacciones del ácido sulfúrico

El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el azúcar de una manera inusual, dejando una masa de carbono negra, esponjosa y quebradiza. Se observa una reacción similar cuando se expone al cuero, celulosa y otras fibras vegetales y animales. Cuando el ácido concentrado se mezcla con agua, libera una gran cantidad de calor, suficiente para provocar una ebullición instantánea. Para diluirlo, se debe agregar lentamente al agua fría con agitación constante para limitar la acumulación de calor. El ácido sulfúrico reacciona con el líquido formando hidratos con propiedades pronunciadas.

características físicas

Un líquido incoloro e inodoro en una solución diluida tiene un sabor amargo. El ácido sulfúrico es extremadamente agresivo cuando se expone a la piel y a todos los tejidos del cuerpo, provocando graves quemaduras por contacto directo. En su forma pura, el H 2 SO4 no es conductor de electricidad, pero la situación cambia en dirección opuesta con la adición de agua.

Algunas propiedades son que el peso molecular es 98,08. El punto de ebullición es de 327 grados Celsius y el punto de fusión es de -2 grados Celsius. El ácido sulfúrico es un ácido mineral fuerte y uno de los principales productos de la industria química debido a sus amplias aplicaciones comerciales. Se forma naturalmente a partir de la oxidación de materiales sulfurados como el sulfuro de hierro.

Las propiedades químicas del ácido sulfúrico (H 2 SO4) se manifiestan en varias reacciones químicas:

1. Al interactuar con los álcalis, se forman dos series de sales, incluidos los sulfatos.
2. Reacciona con carbonatos y bicarbonatos para formar sales y dióxido de carbono (CO 2).
3. Afecta a los metales de forma diferente, dependiendo de la temperatura y el grado de dilución. En frío y diluido libera hidrógeno, en caliente y concentrado libera emisiones de SO 2.
4. Una solución de H 2 SO4 (ácido sulfúrico concentrado) se descompone en trióxido de azufre (SO 3) y agua (H 2 O) cuando se hierve. Las propiedades químicas también incluyen el papel de un fuerte agente oxidante.

Peligro de incendio

El ácido sulfúrico es altamente reactivo para encender materiales combustibles finamente dispersos al contacto. Cuando se calienta, comienzan a liberarse gases altamente tóxicos. Es explosivo e incompatible con una gran cantidad de sustancias. A temperaturas y presiones elevadas pueden producirse cambios químicos y deformaciones bastante agresivos. Puede reaccionar violentamente con agua y otros líquidos, provocando salpicaduras.

Peligro para la salud

El ácido sulfúrico corroe todos los tejidos del cuerpo. La inhalación de vapores puede causar daños pulmonares graves. El daño a la membrana mucosa de los ojos puede provocar una pérdida total de la visión. El contacto con la piel puede provocar una necrosis grave. Incluso unas pocas gotas pueden ser fatales si el ácido llega a la tráquea. La exposición crónica puede causar traqueobronquitis, estomatitis, conjuntivitis, gastritis. Puede producirse perforación gástrica y peritonitis, acompañadas de colapso circulatorio. El ácido sulfúrico es muy cáustico y debe manipularse con extremo cuidado. Los signos y síntomas de exposición pueden ser graves e incluyen babeo, sed extrema, dificultad para tragar, dolor, shock y quemaduras. El vómito suele ser del color del café molido. La exposición aguda por inhalación puede provocar estornudos, ronquera, asfixia, laringitis, dificultad para respirar, irritación de las vías respiratorias y dolor en el pecho. También puede producirse sangrado de nariz y encías, edema pulmonar, bronquitis crónica y neumonía. La exposición de la piel puede provocar quemaduras dolorosas graves y dermatitis.

Primeros auxilios

1. Coloque a las víctimas al aire libre. El personal de los servicios de emergencia debe evitar la exposición al ácido sulfúrico.
2. Evaluar los signos vitales, incluidos el pulso y la frecuencia respiratoria. Si no se detecta pulso, realice medidas de reanimación en función de las lesiones adicionales recibidas. Si la respiración es difícil, proporcione asistencia respiratoria.
3. Quítese la ropa sucia lo antes posible.
4. En caso de contacto con los ojos, enjuagar con agua tibia durante al menos 15 minutos sobre la piel, lavar con agua y jabón;
5. Si inhala vapores tóxicos, debe enjuagarse la boca con abundante agua; no debe beber ni provocarse el vómito;
6. Transportar a las víctimas a un centro médico.

El ácido con metal es específico de estas clases de compuestos. Durante su recorrido, el protón de hidrógeno se reduce y, junto con el anión ácido, se reemplaza por un catión metálico. Este es un ejemplo de reacción que produce una sal, aunque existen varios tipos de interacciones que no siguen este principio. Proceden como reacciones redox y no van acompañadas de liberación de hidrógeno.

Principios de reacciones de ácidos con metales.

Todas las reacciones con metales conducen a la formación de sales. La única excepción es, quizás, la reacción de un metal noble con agua regia, una mezcla de ácido clorhídrico y cualquier otra interacción de ácidos con metales conduce a la formación de una sal. Si el ácido no es sulfúrico ni nítrico concentrado, se libera hidrógeno molecular como producto.

Pero cuando el ácido sulfúrico concentrado reacciona, la interacción con los metales se produce según el principio de un proceso de oxidación-reducción. Por lo tanto, se identificaron experimentalmente dos tipos de interacciones entre metales típicos y ácidos inorgánicos fuertes:

• interacción de metales con ácidos diluidos;
• interacción con ácido concentrado.

Las reacciones del primer tipo ocurren con cualquier ácido. Las únicas excepciones son el ácido concentrado y nítrico de cualquier concentración. Reaccionan según el segundo tipo y conducen a la formación de sales y productos de reducción de azufre y nitrógeno.

Interacciones típicas de ácidos con metales.

Los metales ubicados a la izquierda del hidrógeno en la serie electroquímica estándar reaccionan con otros ácidos de concentraciones variables, con excepción del ácido nítrico, para formar una sal y liberar hidrógeno molecular. Los metales ubicados a la derecha del hidrógeno en la serie de electronegatividad no pueden reaccionar con los ácidos anteriores e interactuar solo con el ácido nítrico, independientemente de su concentración, con el ácido sulfúrico concentrado y con el agua regia. Esta es una reacción típica entre ácidos y metales.

Reacciones de metales con ácido sulfúrico concentrado.

Reacciones con ácido nítrico diluido.

El ácido nítrico diluido reacciona con los metales ubicados a la izquierda y a la derecha del hidrógeno. Durante la reacción con metales activos se forma amoníaco, que inmediatamente se disuelve y reacciona con el anión nitrato, formando otra sal. El ácido reacciona con metales medianamente activos para liberar nitrógeno molecular. Con los poco activos, la reacción avanza con la liberación de óxido de nitrógeno divalente. Muy a menudo, se forman varios productos de reducción de azufre en una reacción. En el apéndice gráfico siguiente se proporcionan ejemplos de reacciones.

Reacciones con ácido nítrico concentrado.

En este caso, el nitrógeno también actúa como agente oxidante. Todas las reacciones terminan con la formación de una sal y la liberación de reacciones redox. En el apéndice gráfico se proponen esquemas para el desarrollo de reacciones redox. En este caso, merece especial atención la reacción con elementos poco activos. Esta interacción de ácidos con metales no es específica.

Reactividad de los metales.

Los metales reaccionan con los ácidos con bastante facilidad, aunque existen varias sustancias inertes. Estos también son elementos que tienen un potencial electroquímico estándar alto. Hay una serie de metales que se construyen sobre la base de este indicador. Se llama serie de electronegatividad. Si el metal está a la izquierda del hidrógeno, entonces puede reaccionar con un ácido diluido.

Sólo hay una excepción: el hierro y el aluminio, debido a la formación de óxidos trivalentes en su superficie, no pueden reaccionar con el ácido sin calentarse. Si se calienta la mezcla, la película de óxido metálico reacciona primero y luego se disuelve en el ácido. Los metales ubicados a la derecha del hidrógeno en la serie de actividad electroquímica no pueden reaccionar con ácidos inorgánicos, incluido el ácido sulfúrico diluido. Hay dos excepciones a la regla: estos metales se disuelven en ácido nítrico concentrado y diluido y en agua regia. En este último sólo no se pueden disolver rodio, rutenio, iridio y osmio.

Propiedades físicas del ácido sulfúrico:
Líquido aceitoso pesado (“aceite de vitriolo”);
densidad 1,84 g/cm3; no volátil, muy soluble en agua, con fuerte calentamiento; t°pl. = 10,3°C, t°ebullición. = 296°C, muy higroscópico, tiene propiedades de eliminación de agua (carbonización de papel, madera, azúcar).

El calor de hidratación es tan grande que la mezcla puede hervir, salpicar y provocar quemaduras. Por tanto, es necesario añadir ácido al agua, y no al revés, ya que al añadir agua al ácido, el agua más ligera acabará en la superficie del ácido, donde se concentrará todo el calor generado.

Producción industrial de ácido sulfúrico (método de contacto):

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 (óleum)

Se vierte pirita (pirita de azufre) triturada, purificada y húmeda en la parte superior del horno para cocerla. cama fluidizada". El aire enriquecido con oxígeno circula desde abajo (principio de contracorriente).
Del horno sale gas de horno, cuya composición es: SO 2, O 2, vapor de agua (la pirita estaba húmeda) y pequeñas partículas de ceniza (óxido de hierro). El gas se purifica de impurezas de partículas sólidas (en un ciclón y precipitador eléctrico) y vapor de agua (en una torre de secado).
En un aparato de contacto, el dióxido de azufre se oxida utilizando un catalizador de V 2 O 5 (pentóxido de vanadio) para aumentar la velocidad de reacción. El proceso de oxidación de un óxido a otro es reversible. Por lo tanto, se seleccionan las condiciones óptimas para la reacción directa: mayor presión (ya que la reacción directa ocurre con una disminución del volumen total) y una temperatura no superior a 500 C (ya que la reacción es exotérmica).

En la torre de absorción, el óxido de azufre (VI) es absorbido por ácido sulfúrico concentrado.
No se utiliza la absorción con agua, porque el óxido de azufre se disuelve en agua con la liberación de una gran cantidad de calor, por lo que el ácido sulfúrico resultante hierve y se convierte en vapor. Para evitar la formación de niebla de ácido sulfúrico, utilice ácido sulfúrico concentrado al 98%. El óxido de azufre se disuelve muy bien en dicho ácido, formando óleum: H 2 SO 4 nSO 3

Propiedades químicas del ácido sulfúrico:

El H 2 SO 4 es un ácido dibásico fuerte, uno de los ácidos minerales más fuertes, debido a su alta polaridad, el enlace H – O se rompe fácilmente.

1) El ácido sulfúrico se disocia en solución acuosa. , formando un ion hidrógeno y un residuo ácido:
H2SO4 = H++ + HSO4-;
HSO 4 - = H + + SO 4 2- .
Ecuación resumida:
H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2- .

2) Interacción del ácido sulfúrico con metales.:
El ácido sulfúrico diluido disuelve sólo metales en la serie de voltaje a la izquierda del hidrógeno:
Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (diluido) → Zn +2 SO 4 + H 2

3) Reacción del ácido sulfúrico.con óxidos básicos:
CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

4) Reacción del ácido sulfúrico conhidróxidos:
H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

5) Reacciones de intercambio con sales:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
La formación de un precipitado blanco de BaSO 4 (insoluble en ácidos) se utiliza para detectar ácido sulfúrico y sulfatos solubles (reacción cualitativa al ion sulfato).

Propiedades especiales del H 2 SO 4 concentrado:

1) Concentrado El ácido sulfúrico es agente oxidante fuerte ; al interactuar con metales (excepto Au, Pt), se reduce a S +4 O 2, S 0 o H 2 S -2, según la actividad del metal. Sin calentamiento, no reacciona con Fe, Al, Cr - pasivación. Al interactuar con metales de valencia variable, estos últimos se oxidan. a estados de oxidación superiores que en el caso de una solución ácida diluida: Fe 0→ Fe 3+, Cr 0→ Cr3+, Mn0→mn 4+,Sn 0→ Sn 4+

metal activo

8 Al + 15 H 2 SO 4 (conc.) → 4Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3 H2S
4│2Al 0 – 6 mi— → 2Al 3+ — oxidación
3│ S 6+ + 8e → S 2– recuperación

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

Metal de actividad media

2Cr + 4 H 2 SO 4 (conc.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - oxidación
1│ S 6+ + 6e → S 0 – recuperación

Metal poco activo

2Bi + 6H 2 SO 4 (conc.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3 Entonces 2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – oxidación
3│ S 6+ + 2e →S 4+ - recuperación

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

2) El ácido sulfúrico concentrado oxida algunos no metales, generalmente hasta el estado de oxidación máximo, y a su vez se reduce aS+4O2:

C + 2H 2 SO 4 (conc) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

S+ 2H 2 SO 4 (conc) → 3SO 2 + 2H 2 O

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

3) Oxidación de sustancias complejas:
El ácido sulfúrico oxida HI y HBr para liberar halógenos:
2 KBr + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2H 2 O
2 KI + 2H 2 ASI 4 = K 2 ASI 4 + ASI 2 + I 2 + 2H 2 O
El ácido sulfúrico concentrado no puede oxidar los iones cloruro a cloro libre, lo que permite obtener HCl mediante reacción de intercambio:
NaCl + H 2 SO 4 (conc.) = NaHSO 4 + HCl

El ácido sulfúrico elimina el agua químicamente unida de compuestos orgánicos que contienen grupos hidroxilo. La deshidratación del alcohol etílico en presencia de ácido sulfúrico concentrado conduce a la producción de etileno:
C2H5OH = C2H4 + H2O.

La carbonización del azúcar, la celulosa, el almidón y otros carbohidratos al entrar en contacto con el ácido sulfúrico también se explica por su deshidratación:
C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 = 18H 2 O + 12SO 2 + 6CO 2.

RELACIÓN DE METALES A ÁCIDOS

Muy a menudo, en la práctica química se utilizan ácidos fuertes como el ácido sulfúrico. H 2 SO 4, HCl clorhídrico y nitrógeno HNO 3 . A continuación, consideramos la relación de varios metales con los ácidos enumerados.

Ácido clorhídrico ( HCl)

Ácido clorhídrico es el nombre técnico del ácido clorhídrico. Se obtiene disolviendo gas cloruro de hidrógeno en agua. HCl . Debido a su baja solubilidad en agua, la concentración de ácido clorhídrico en condiciones normales no supera el 38%. Por tanto, independientemente de la concentración de ácido clorhídrico, el proceso de disociación de sus moléculas en una solución acuosa avanza activamente:

HCl H + + Cl -

En este proceso se forman iones de hidrógeno. H+ actuar como agente oxidante, oxidando metales ubicados en la serie de actividades a la izquierda del hidrógeno . La interacción se desarrolla según el siguiente esquema:

A mí + HClsal +h 2

En este caso, la sal es un cloruro metálico ( NiCl 2, CaCl 2, AlCl 3 ), en el que el número de iones cloruro corresponde al estado de oxidación del metal.

El ácido clorhídrico es un agente oxidante débil, por lo que los metales con valencia variable se oxidan a estados de oxidación positivos más bajos:

Fe 0 → Fe 2+

co 0 → Co2+

Ni 0 → Ni 2+

CR 0 →Cr 2+

mn 0 → mn 2+ Y etc. .

Ejemplo:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│Al 0 – 3 mi- → Al 3+ - oxidación

3│2 H + + 2 mi- → H 2 - recuperación

El ácido clorhídrico pasiva el plomo ( Pb ). La pasivación del plomo se produce por la formación en su superficie de cloruro de plomo, que es difícil de disolver en agua ( II ), que protege el metal de una mayor exposición al ácido:

Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2

Ácido sulfúrico (h 2 ENTONCES 4 )

La industria produce ácido sulfúrico de muy alta concentración (hasta 98%). Debe tenerse en cuenta la diferencia en las propiedades oxidantes de una solución diluida y del ácido sulfúrico concentrado con respecto a los metales.

Ácido sulfúrico diluido

En una solución acuosa diluida de ácido sulfúrico, la mayoría de sus moléculas se disocian:

H 2 SO 4 H + + HSO 4 -

HSO 4 - H + + SO 4 2-

Iones producidos H+ realizar una función agente oxidante .

Como el ácido clorhídrico, diluido la solución de ácido sulfúrico reacciona sólo con metales activos Y actividad promedio (ubicado en la serie de actividades hasta el hidrógeno).

La reacción química se desarrolla según el siguiente esquema:

Bueno+H2SO4(razb .) → sal+H2

Ejemplo:

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

1│2Al 0 – 6 mi- → 2Al 3+ - oxidación

3│2 H + + 2 mi- → H 2 - recuperación

Los metales con valencia variable se oxidan con una solución diluida de ácido sulfúrico para estados de oxidación positivos más bajos:

Fe 0 → Fe 2+

co 0 → Co2+

Ni 0 → Ni 2+

CR 0 → Cr 2+

mn 0 → mn 2+ Y etc. .

Dirigir ( Pb ) no se disuelve en ácido sulfúrico (si su concentración es inferior al 80%) , ya que la sal resultante PbSO4 insoluble y crea una película protectora sobre la superficie del metal.

Ácido sulfúrico concentrado

En una solución concentrada de ácido sulfúrico (por encima del 68%), la mayoría de las moléculas están en no disociado condición, por lo tanto El azufre actúa como agente oxidante. , que se encuentra en el estado de oxidación más alto ( S+6 ). Concentrado H2SO4 Oxida todos los metales cuyo potencial de electrodo estándar es menor que el potencial del agente oxidante: ion sulfato. Entonces 4 2- (0,36 V). En este sentido, con concentrado reaccionar con ácido sulfúrico y algunos metales poco reactivos .

El proceso de interacción de metales con ácido sulfúrico concentrado en la mayoría de los casos se desarrolla de acuerdo con el siguiente esquema:

A mí + h 2 ENTONCES4 (conc.)sal + agua + producto reductor h 2 ENTONCES 4

Productos de recuperación El ácido sulfúrico puede contener los siguientes compuestos de azufre:

La práctica ha demostrado que cuando un metal reacciona con ácido sulfúrico concentrado, se libera una mezcla de productos de reducción, que consiste en H2S, S y SO2. Sin embargo, uno de estos productos se forma en cantidades predominantes. Se determina la naturaleza del producto principal. actividad del metal : cuanto mayor es la actividad, más profundo es el proceso de reducción del azufre en el ácido sulfúrico.

La interacción de metales de diversa actividad con ácido sulfúrico concentrado se puede representar mediante el siguiente diagrama:

Aluminio (Alabama ) Y hierro ( fe ) no reaccionar con frío concentrado H2SO4 , quedándose cubierto con densas películas de óxido, pero cuando se calienta, la reacción continúa.

Ag , au , ru , os , Rh , ir , punto no reaccionar con ácido sulfúrico.

Concentrado El ácido sulfúrico es agente oxidante fuerte , por lo tanto, cuando interactúan con él metales de valencia variable, estos últimos se oxidan a estados de oxidación superiores que en el caso de una solución ácida diluida:

Fe 0→ Fe 3+,

CR 0→ Cr 3+,

mn 0→mn 4+,

Sn 0→ Sn 4+

Dirigir ( Pb ) se oxida a bivalente Estado con formación de hidrogenosulfato de plomo soluble.Pb ( HSO 4 ) 2 .

Ejemplos:

Activo metal

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

4│2 Al 0 – 6 mi- → 2 Al 3+ - oxidación

3│ S 6+ + 8 mi → S 2- - recuperación

Metal de actividad media

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

1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - oxidación

1│ S 6+ + 6 mi → S 0 - recuperación

Metal poco activo

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

1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – oxidación

3│ S 6+ + 2 mi → S 4+ - recuperación

Ácido nítrico ( HNO 3 )

La peculiaridad del ácido nítrico es que el nitrógeno incluido en la composición. NUMERO 3 - tiene el estado de oxidación más alto de +5 y por lo tanto tiene fuertes propiedades oxidantes. El valor máximo del potencial del electrodo para el ion nitrato es 0,96 V, por lo que el ácido nítrico es un agente oxidante más fuerte que el ácido sulfúrico. El papel de un agente oxidante en las reacciones de los metales con ácido nítrico lo desempeña 5+ . Por eso, hidrógeno h 2 nunca se destaca cuando los metales interactúan con el ácido nítrico ( independientemente de la concentración ). El proceso se desarrolla según el siguiente esquema:

A mí + HNO 3 sal + agua + producto reductor HNO 3

Productos de recuperación HNO 3 :

Normalmente, cuando el ácido nítrico reacciona con un metal, se forma una mezcla de productos de reducción, pero por regla general predomina uno de ellos. El producto que será el principal depende de la concentración del ácido y de la actividad del metal.

Ácido nítrico concentrado

Una solución ácida con una densidad deρ > 1,25 kg/m 3, que corresponde a
concentraciones > 40%. Independientemente de la actividad del metal, la reacción de interacción con HNO3 (conc.) se procede según el siguiente esquema:

A mí + HNO 3 (conc.)→ sal + agua + NO 2

Los metales nobles no reaccionan con el ácido nítrico concentrado (au , ru , os , Rh , ir , punto ), y varios metales (Alabama , Ti , cr , fe , Co , Ni ) en baja temperatura pasivado con ácido nítrico concentrado. La reacción es posible al aumentar la temperatura; se desarrolla según el esquema presentado anteriormente.

Ejemplos

metal activo

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

1│ Al 0 – 3 e → Al 3+ - oxidación

3│ norte 5+ + mi → norte 4+ - recuperación

Metal de actividad media

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

1│ Fe 0 – 3e → Fe 3+ - oxidación

3│ norte 5+ + mi → norte 4+ - recuperación

Metal poco activo

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

1│ Ag 0 – e → Ag + - oxidación

1│ norte 5+ + mi → norte 4+ - recuperación

Ácido nítrico diluido

Producto de recuperación El ácido nítrico en una solución diluida depende de actividad del metal involucrados en la reacción:

Ejemplos:

metal activo

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

8│ Al 0 – 3e → Al 3+ - oxidación

3│ norte 5+ + 8 mi → norte 3- - recuperación

El amoníaco liberado durante la reducción del ácido nítrico reacciona inmediatamente con el exceso de ácido nítrico, formando una sal: nitrato de amonio. NH4NO3:

NH3 + HNO3 → NH4NO3.

Metal de actividad media

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

10│ Cr 0 – 3 e → Cr 3+ - oxidación

3│ 2 norte 5+ + 10 mi → norte 2 0 - recuperación

Excepto nitrógeno molecular ( norte 2 ) cuando los metales de actividad intermedia interactúan con el ácido nítrico diluido, se forman en cantidades iguales Óxido nítrico ( yo) – N 2 O . En la ecuación de reacción necesitas escribir. una de estas sustancias .

Metal poco activo

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

3│ Ag 0 – e → Ag + - oxidación

1│ norte 5+ + 3 mi → norte 2+ - recuperación

"Agua regia"

El "vodka real" (anteriormente los ácidos se llamaban vodkas) es una mezcla de un volumen de ácido nítrico y de tres a cuatro volúmenes de ácido clorhídrico concentrado, que tiene una actividad oxidante muy alta. Esta mezcla es capaz de disolver algunos metales poco activos que no reaccionan con el ácido nítrico. Entre ellos se encuentra el "rey de los metales": el oro. Este efecto del "vodka regia" se explica por el hecho de que el ácido nítrico oxida el ácido clorhídrico, liberando cloro libre y formando cloróxido de nitrógeno ( III ), o cloruro de nitrosilo – NOCl:

HNO 3 + 3 HCl → Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl

2NOCl → 2NO + Cl2

El cloro en el momento de la liberación está formado por átomos. El cloro atómico es un fuerte agente oxidante que permite que el "vodka regia" afecte incluso a los "metales nobles" más inertes.

Las reacciones de oxidación del oro y el platino se desarrollan según las siguientes ecuaciones:

Au + HNO 3 + 4 HCl → H + NO + 2H 2 O

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

Para Ru, Os, Rh e Ir "Royal vodka" no funciona.

E.A. Nudnova, M.V. Andriukhova