Rakstā OVR ir īpaši izcelti ar krāsu. Pievērsiet viņiem īpašu uzmanību. Šie vienādojumi var parādīties vienotajā valsts eksāmenā.
Atšķaidīta sērskābe uzvedas tāpat kā citas skābes, slēpjot tās oksidatīvās spējas:
Un vēl viena lieta, kas jāatceras atšķaidīta sērskābe: viņa nereaģē ar svinu. Atšķaidītā H2SO4 iemests svina gabals pārklājas ar nešķīstoša (sk. šķīdības tabulu) svina sulfāta slāni, un reakcija nekavējoties apstājas.
Sērskābes oksidējošās īpašības
– smags eļļains šķidrums, negaistošs, bez garšas un smaržas
Pateicoties sēram oksidācijas pakāpē +6 (augstāks), sērskābe iegūst spēcīgas oksidējošas īpašības.
Noteikums 24. uzdevumam (vecais A24), gatavojot sērskābes šķīdumus Jums nekad nevajadzētu tajā ielej ūdeni. Koncentrētu sērskābi tievā strūkliņā, nepārtraukti maisot, jāielej ūdenī.
Koncentrētas sērskābes reakcija ar metāliem
Šīs reakcijas ir stingri standartizētas un atbilst šādai shēmai:
H2SO4(konc.) + metāls → metāla sulfāts + H2O + reducēta sēra produkts.
Ir divas nianses:
1) Alumīnijs, dzelzs Un hroms Tie nereaģē ar H2SO4 (konc.) normālos apstākļos pasivācijas dēļ. Jāsilda.
2) C platīns Un zelts H2SO4 (konc) nereaģē vispār.
Sērs V koncentrēta sērskābe- oksidētājs
- Tas nozīmē, ka tas atgūsies pats;
- oksidācijas pakāpe, līdz kurai tiek reducēts sērs, ir atkarīga no metāla.
Apsvērsim sēra oksidācijas stāvokļa diagramma:
- Uz -2 sēru var samazināt tikai ļoti aktīvi metāli - virknē spriegumu līdz alumīnijam ieskaitot.
Reakcijas notiks šādi:
8Li+5H 2 SO 4( konc. .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O+H 2 S
4Mg + 5H 2 SO 4( konc. .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S
8Al + 15H 2 SO 4( konc. .) (t)→ 4Al 2 (TAD 4 ) 3 +12H 2 O+3H 2 S
- H2SO4 (konc) mijiedarbībā ar metāliem spriegumu virknē pēc alumīnija, bet pirms dzelzs, tas ir, ar metāliem ar vidēju aktivitāti sērs tiek samazināts līdz 0 :
3 mēn. + 4 h 2 SO 4( konc. .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O+S↓
2Cr + 4H 2 SO 4( konc. .) (t)→Kr 2 (TAD 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓
3Zn + 4H 2 SO 4( konc. .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓
- visi pārējie metāli sākot ar aparatūru vairākos spriegumos (ieskaitot tos pēc ūdeņraža, izņemot zeltu un platīnu, protams), tie var samazināt sēru tikai līdz +4. Tā kā tie ir zemas aktivitātes metāli:
2 Fe + 6 H 2 SO 4 (konc.) ( t)→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 SO 2
(Ņemiet vērā, ka dzelzs oksidējas līdz +3, augstākajam iespējamajam oksidācijas līmenim, jo tas ir spēcīgs oksidētājs)
Cu+2H 2 SO 4( konc. .) → CuSO 4 + 2H 2 O+SO 2
2Ag + 2H 2 SO 4( konc. .) → Ag 2 SO 4 + 2H 2 O+SO 2
Protams, viss ir relatīvs. Reģenerācijas dziļums būs atkarīgs no daudziem faktoriem: skābes koncentrācijas (90%, 80%, 60%), temperatūras utt. Tāpēc nav iespējams pilnīgi precīzi paredzēt produktus. Iepriekš norādītajā tabulā ir arī savs aptuvenais procents, taču jūs varat to izmantot. Tāpat jāatceras, ka vienotajā valsts pārbaudē, kad reducētā sēra produkts nav norādīts un metāls nav īpaši aktīvs, tad, visticamāk, sastādītāji domā SO 2. Ir jāskatās uz situāciju un jāmeklē norādes apstākļos.
SO 2 - tas parasti ir ORR izplatīts produkts, kurā piedalās konc. sērskābe.
H2SO4 (konc) daļēji oksidē nemetāli(kurām piemīt reducējošas īpašības), kā likums, maksimāli - augstākā oksidācijas pakāpe (veidojas šī nemetāla oksīds). Šajā gadījumā sērs tiek reducēts arī līdz SO 2:
C+2H 2 SO 4( konc. .) → CO 2 + 2H 2 O+2SO 2
2P+5H 2 SO 4( konc. .) → P 2 O 5 +5H 2 O+5SO 2
Svaigi izveidots fosfora oksīds (V) reaģē ar ūdeni, veidojot ortofosforskābi. Tāpēc reakcija tiek reģistrēta nekavējoties:
2P+5H 2 SO 4( konc. ) → 2H 3 P.O. 4 + 2H 2 O+5SO 2
Tas pats ar boru, tas pārvēršas par ortoborskābi:
2B+3H 2 SO 4( konc. ) → 2H 3 B.O. 3 +3SO 2
Ļoti interesanta ir sēra mijiedarbība ar oksidācijas pakāpi +6 (sērskābē) ar “citu” sēru (atrodas citā savienojumā). Vienotās valsts pārbaudes ietvaros tiek aplūkota H2SO4 (konc) mijiedarbība ar sēru (vienkāršu vielu) un sērūdeņradi.
Sāksim ar mijiedarbību sērs (vienkārša viela) ar koncentrētu sērskābi. Vienkāršā vielā oksidācijas pakāpe ir 0, skābē - +6. Šajā ORR sērs +6 oksidēs sēru 0. Apskatīsim sēra oksidācijas pakāpju diagrammu:
Sērs 0 oksidēsies, un sērs +6 tiks samazināts, tas ir, pazeminās oksidācijas pakāpi. Sēra dioksīds izdalīsies:
2 H 2 SO 4 (konc.) + S → 3 SO 2 + 2 H 2 O
Bet sērūdeņraža gadījumā:
Veidojas gan sērs (vienkārša viela), gan sēra dioksīds:
H 2 SO 4( konc. .) +H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O
Šis princips bieži var palīdzēt identificēt ORR produktu, ja oksidētājs un reducētājs ir viens un tas pats elements dažādos oksidācijas stāvokļos. Oksidētājs un reducētājs “satiekas pusceļā” saskaņā ar oksidācijas stāvokļa diagrammu.
H2SO4 (konc.), vienā vai otrā veidā, mijiedarbojas ar halogenīdiem. Tikai šeit jums jāsaprot, ka fluors un hlors ir “paši ar ūsām” un ORR nenotiek ar fluorīdiem un hlorīdiem, tiek veikts parasts jonu apmaiņas process, kura laikā veidojas halogenīda gāze:
CaCl 2 + H 2 SO 4 (konc.) → CaSO 4 + 2HCl
CaF 2 + H 2 SO 4 (konc.) → CaSO 4 + 2HF
Bet halogēnus bromīdu un jodīdu sastāvā (kā arī attiecīgo ūdeņraža halogenīdu sastāvā) tas oksidē līdz brīviem halogēniem. Tikai sērs tiek reducēts dažādos veidos: jodīds ir spēcīgāks reducētājs nekā bromīds. Tāpēc jodīds reducē sēru par sērūdeņradi, bet bromīds par sēra dioksīdu:
2H 2 SO 4( konc. .) + 2NaBr → Na 2 SO 4 + 2H 2 O+SO 2 +Br 2
H 2 SO 4( konc. .) + 2HBr → 2H 2 O+SO 2 +Br 2
5H 2 SO 4( konc. .) + 8NaI → 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
H 2 SO 4( konc. .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
Hlorūdeņradis un fluorūdeņradis (kā arī to sāļi) ir izturīgi pret H2SO4 (konc) oksidējošo darbību.
Un visbeidzot, pēdējā lieta: tas ir unikāls koncentrētai sērskābei, neviens cits to nevar izdarīt. Viņai ir ūdens novadīšanas īpašums.
Tas ļauj koncentrētu sērskābi izmantot dažādos veidos:
Pirmkārt, vielu žāvēšana. Koncentrēta sērskābe no vielas atdala ūdeni, un tā “kļūst sausa”.
Otrkārt, katalizators reakcijās, kurās tiek izvadīts ūdens (piemēram, dehidratācija un esterifikācija):
H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (konc.)) → H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O
H 3 C–CH 2 –OH (H 2 SO 4 (konc.)) → H 2 C = CH 2 + H 2 O
Sēra trioksīds parasti parādās kā bezkrāsains šķidrums. Tas var pastāvēt arī ledus, šķiedru kristālu vai gāzes veidā. Kad sēra trioksīds tiek pakļauts gaisam, sāk izdalīties balti dūmi. Tā ir tādas ķīmiski aktīvas vielas sastāvdaļa kā koncentrēta sērskābe. Tas ir dzidrs, bezkrāsains, eļļains un ļoti agresīvs šķidrums. To izmanto mēslošanas līdzekļu, sprāgstvielu, citu skābju ražošanā, naftas rūpniecībā, kā arī svina-skābes akumulatoros automašīnās.
Koncentrēta sērskābe: īpašības
Sērskābe labi šķīst ūdenī, tai ir korozīva iedarbība uz metāliem un audumiem, kā arī pārogļo koksni un lielāko daļu citu organisko vielu saskarē. Nelabvēlīga ietekme uz veselību no ieelpošanas var rasties ilgstošas zemas vielas koncentrācijas vai īslaicīgas augstas koncentrācijas iedarbības rezultātā.
Koncentrētu sērskābi izmanto mēslošanas līdzekļu un citu ķīmisko vielu ražošanai, naftas pārstrādē, dzelzs un tērauda ražošanā, kā arī daudziem citiem mērķiem. Tā kā tam ir diezgan augsta viršanas temperatūra, to var izmantot, lai no sāļiem atbrīvotu vairāk gaistošu skābju. Koncentrētai sērskābei ir spēcīgas higroskopiskas īpašības. To dažreiz izmanto kā žāvēšanas līdzekli, lai dehidrētu (ķīmiski atdalītu ūdeni) daudzus savienojumus, piemēram, ogļhidrātus.
Sērskābes reakcijas
Koncentrēta sērskābe neparastā veidā reaģē ar cukuru, atstājot aiz sevis trauslu, porainu melnu oglekļa masu. Līdzīga reakcija tiek novērota, saskaroties ar ādu, celulozi un citām augu un dzīvnieku šķiedrām. Ja koncentrētu skābi sajauc ar ūdeni, tā izdala lielu daudzumu siltuma, kas ir pietiekami, lai izraisītu tūlītēju viršanu. Lai atšķaidītu, tas lēnām jāpievieno aukstam ūdenim, nepārtraukti maisot, lai ierobežotu siltuma uzkrāšanos. Sērskābe reaģē ar šķidrumu, veidojot hidrātus ar izteiktām īpašībām.
Fiziskās īpašības
Šķidrumam bez krāsas un smaržas atšķaidītā šķīdumā ir skāba garša. Sērskābe ir ārkārtīgi agresīva, saskaroties ar ādu un visiem ķermeņa audiem, izraisot smagus apdegumus tiešā saskarē. Tīrā veidā H 2 SO4 nav elektrības vadītājs, bet situācija mainās pretējā virzienā, pievienojot ūdeni.
Dažas īpašības ir tādas, ka molekulmasa ir 98,08. Viršanas temperatūra ir 327 grādi pēc Celsija, kušanas temperatūra ir -2 grādi pēc Celsija. Sērskābe ir spēcīga minerālskābe un viens no galvenajiem ķīmiskās rūpniecības produktiem, pateicoties tā plašajam komerciālajam pielietojumam. Tas dabiski veidojas, oksidējot sulfīdu materiālus, piemēram, dzelzs sulfīdu.
Sērskābes (H 2 SO4) ķīmiskās īpašības izpaužas dažādās ķīmiskās reakcijās:
- Mijiedarbojoties ar sārmiem, veidojas divas sāļu sērijas, ieskaitot sulfātus.
- Reaģē ar karbonātiem un bikarbonātiem, veidojot sāļus un oglekļa dioksīdu (CO 2).
- Tas dažādi ietekmē metālus atkarībā no temperatūras un atšķaidīšanas pakāpes. Auksts un atšķaidīts izdala ūdeņradi, karsts un koncentrēts atbrīvo SO 2 emisijas.
- H 2 SO4 (koncentrēta sērskābe) šķīdums vārot sadalās sēra trioksīdā (SO 3) un ūdenī (H 2 O). Ķīmiskās īpašības ietver arī spēcīga oksidētāja lomu.
Ugunsbīstamība
Sērskābe ir ļoti reaģējoša, lai pēc saskares aizdedzinātu smalki izkliedētus degošus materiālus. Sildot, sāk izdalīties ļoti toksiskas gāzes. Tas ir sprādzienbīstams un nesaderīgs ar lielu skaitu vielu. Paaugstinātā temperatūrā un spiedienā var rasties diezgan agresīvas ķīmiskas izmaiņas un deformācijas. Var spēcīgi reaģēt ar ūdeni un citiem šķidrumiem, izraisot izšļakstīšanos.
Veselības apdraudējums
Sērskābe korodē visus ķermeņa audus. Tvaiku ieelpošana var izraisīt nopietnus plaušu bojājumus. Acu gļotādas bojājumi var izraisīt pilnīgu redzes zudumu. Saskare ar ādu var izraisīt smagu nekrozi. Pat daži pilieni var būt letāli, ja skābe nokļūst trahejā. Hroniska iedarbība var izraisīt traheobronhītu, stomatītu, konjunktivītu, gastrītu. Var rasties kuņģa perforācija un peritonīts, ko pavada asinsrites kolapss. Sērskābe ir ļoti kodīga, un ar to jārīkojas īpaši uzmanīgi. Iedarbības pazīmes un simptomi var būt smagas un ietver siekalošanos, stipras slāpes, apgrūtinātu rīšanu, sāpes, šoku un apdegumus. Vemšana parasti ir maltas kafijas krāsā. Akūta ieelpošana var izraisīt šķaudīšanu, aizsmakumu, aizrīšanos, laringītu, elpas trūkumu, elpceļu kairinājumu un sāpes krūtīs. Var rasties arī asiņošana no deguna un smaganām, plaušu tūska, hronisks bronhīts un pneimonija. Ādas iedarbība var izraisīt smagus sāpīgus apdegumus un dermatītu.
Pirmā palīdzība
- Novietojiet cietušos svaigā gaisā. Neatliekamās palīdzības dienesta darbiniekiem jāizvairās no saskares ar sērskābi.
- Novērtējiet dzīvībai svarīgās pazīmes, tostarp pulsu un elpošanas ātrumu. Ja pulss netiek konstatēts, veiciet reanimācijas pasākumus atkarībā no papildus gūtajām traumām. Ja elpošana ir apgrūtināta, nodrošiniet elpošanas atbalstu.
- Pēc iespējas ātrāk novelciet netīro apģērbu.
- Ja nokļūst acīs, skalot ar siltu ūdeni vismaz 15 minūtes, nomazgāt ar ziepēm un ūdeni.
- Ja ieelpojat toksiskus izgarojumus, izskalojiet mute ar lielu daudzumu ūdens, jums nevajadzētu pašiem dzert vai izraisīt vemšanu.
- Nogādājiet cietušos uz medicīnas iestādi.
Skābe ar metālu ir raksturīga šīm savienojumu klasēm. Tās gaitā ūdeņraža protons tiek reducēts un kopā ar skābes anjonu tiek aizstāts ar metāla katjonu. Šis ir piemērs reakcijai, kas rada sāli, lai gan ir vairāki mijiedarbības veidi, kas neievēro šo principu. Tās notiek kā redoksreakcijas, un tās nepavada ūdeņraža izdalīšanās.
Skābju un metālu reakciju principi
Visas reakcijas ar metālu izraisa sāļu veidošanos. Vienīgais izņēmums, iespējams, ir cēlmetāla reakcija ar ūdens regiju, sālsskābes maisījumu un jebkāda cita skābju mijiedarbība ar metāliem noved pie sāls veidošanās. Ja skābe nav ne koncentrēta sērskābe, ne slāpekļskābe, tad kā produkts izdalās molekulārais ūdeņradis.
Bet, reaģējot koncentrētai sērskābei, mijiedarbība ar metāliem notiek saskaņā ar oksidācijas-reducēšanas procesa principu. Tāpēc eksperimentāli tika identificēti divu veidu mijiedarbības veidi starp tipiskiem metāliem un stiprām neorganiskām skābēm:
- metālu mijiedarbība ar atšķaidītām skābēm;
- mijiedarbība ar koncentrētu skābi.
Pirmā veida reakcijas notiek ar jebkuru skābi. Vienīgie izņēmumi ir koncentrēta un jebkuras koncentrācijas slāpekļskābe. Tie reaģē atbilstoši otrajam tipam un izraisa sāļu un sēra un slāpekļa reducēšanās produktu veidošanos.
Skābju tipiskā mijiedarbība ar metāliem
Metāli, kas atrodas pa kreisi no ūdeņraža standarta elektroķīmiskajā sērijā, reaģē ar citām skābēm ar dažādu koncentrāciju, izņemot slāpekļskābi, veidojot sāli un atbrīvojot molekulāro ūdeņradi. Metāli, kas atrodas pa labi no ūdeņraža elektronegativitātes rindā, nevar reaģēt ar iepriekš minētajām skābēm un mijiedarboties tikai ar slāpekļskābi neatkarīgi no tās koncentrācijas, ar koncentrētu sērskābi un ar ūdens regiju. Tā ir tipiska reakcija starp skābēm un metāliem.
Metālu reakcijas ar koncentrētu sērskābi
Reakcijas ar atšķaidītu slāpekļskābi
Atšķaidīta slāpekļskābe reaģē ar metāliem, kas atrodas pa kreisi un pa labi no ūdeņraža. Reakcijā ar aktīvajiem metāliem veidojas amonjaks, kas uzreiz izšķīst un reaģē ar nitrāta anjonu, veidojot citu sāli. Skābe reaģē ar vidējas aktivitātes metāliem, izdalot molekulāro slāpekli. Ar zemu aktīvām vielām reakcija notiek, izdalot divvērtīgo slāpekļa oksīdu. Visbiežāk vienā reakcijā veidojas vairāki sēra samazināšanas produkti. Reakciju piemēri ir sniegti zemāk esošajā grafiskajā pielikumā.
Reakcijas ar koncentrētu slāpekļskābi
Šajā gadījumā slāpeklis darbojas arī kā oksidētājs. Visas reakcijas beidzas ar sāls veidošanos un redoksreakciju izdalīšanos Redoksreakciju plūsmas shēmas ir piedāvātas grafiskajā pielikumā. Šajā gadījumā īpaša uzmanība ir jāpievērš reakcijai ar zemu aktīvu elementiem. Šī skābju mijiedarbība ar metāliem ir nespecifiska.
Metālu reaktivitāte
Metāli diezgan viegli reaģē ar skābēm, lai gan ir vairākas inertas vielas. Tie ir arī elementi, kuriem ir augsts elektroķīmiskais potenciāls. Pamatojoties uz šo rādītāju, ir vairāki metāli. To sauc par elektronegativitātes sēriju. Ja metāls tajā atrodas pa kreisi no ūdeņraža, tad tas spēj reaģēt ar atšķaidītu skābi.
Ir tikai viens izņēmums: dzelzs un alumīnijs, jo uz to virsmas veidojas 3-valenti oksīdi, nevar reaģēt ar skābi bez karsēšanas. Ja maisījumu karsē, metāla oksīda plēve sākotnēji reaģē, un pēc tam pati izšķīst skābē. Metāli, kas atrodas pa labi no ūdeņraža elektroķīmisko aktivitāšu sērijā, nevar reaģēt ar neorganisko skābi, tostarp atšķaidītu sērskābi. Noteikumam ir divi izņēmumi: šie metāli izšķīst koncentrētā un atšķaidītā slāpekļskābē un ūdens regijā. Pēdējā nevar izšķīdināt tikai rodiju, rutēniju, irīdiju un osmiju.
Sērskābes fizikālās īpašības:
Smags eļļains šķidrums (“vitriola eļļa”);
blīvums 1,84 g/cm3; negaistošs, labi šķīst ūdenī - ar spēcīgu karsēšanu; t°pl. = 10,3°C, t° vārās. = 296°C, ļoti higroskopisks, ar ūdeni izvadošām īpašībām (papīra, koka, cukura pārogļošanās).
Hidratācijas siltums ir tik liels, ka maisījums var uzvārīties, izšļakstīties un izraisīt apdegumus. Tāpēc ir nepieciešams ūdenim pievienot skābi, nevis otrādi, jo, pievienojot ūdenim skābei, vieglāks ūdens nonāks uz skābes virsmas, kur tiks koncentrēts viss radītais siltums.
Sērskābes rūpnieciskā ražošana (kontakta metode):
1) 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
2) 2SO 2 + O 2 V 2 O 5 → 2SO 3
3) nSO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 4 nSO 3 (oleums)
Sasmalcinātu, attīrītu, mitru pirītu (sēra pirītu) ielej ceplī, lai to apdedzinātu. verdošā gulta". Ar skābekli bagātināts gaiss tiek izvadīts no apakšas (pretplūsmas princips).
No kurtuves izplūst kurtuves gāze, kuras sastāvs ir: SO 2, O 2, ūdens tvaiki (pirīts bija slapjš) un sīkas plēnes daļiņas (dzelzs oksīds). Gāze tiek attīrīta no cieto daļiņu piemaisījumiem (ciklonā un elektriskajā nogulsnētājā) un ūdens tvaikiem (žāvēšanas tornī).
Kontaktaparātā sēra dioksīds tiek oksidēts, izmantojot V 2 O 5 katalizatoru (vanādija pentoksīdu), lai palielinātu reakcijas ātrumu. Viena oksīda oksidēšanās process par otru ir atgriezenisks. Tāpēc tiešai reakcijai tiek izvēlēti optimāli apstākļi - paaugstināts spiediens (jo tiešā reakcija notiek ar kopējā tilpuma samazināšanos) un temperatūra, kas nav augstāka par 500 C (jo reakcija ir eksotermiska).
Absorbcijas tornī sēra oksīdu (VI) absorbē koncentrēta sērskābe.
Absorbcija ar ūdeni netiek izmantota, jo sēra oksīds izšķīst ūdenī, izdalot lielu siltuma daudzumu, tāpēc iegūtā sērskābe uzvārās un pārvēršas tvaikā. Lai novērstu sērskābes miglas veidošanos, izmantojiet 98% koncentrētu sērskābi. Sēra oksīds ļoti labi šķīst šādā skābē, veidojot oleumu: H 2 SO 4 nSO 3
Sērskābes ķīmiskās īpašības:
H 2 SO 4 ir spēcīga divbāziska skābe, viena no spēcīgākajām minerālskābēm, pateicoties tās augstajai polaritātei, H – O saite ir viegli pārraujama.
1)
Sērskābe disocē ūdens šķīdumā
, veidojot ūdeņraža jonu un skābu atlikumu:
H2SO4 = H+ + HSO4-;
HSO 4 - = H + + SO 4 2- .
Kopsavilkuma vienādojums:
H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2- .
2) Sērskābes mijiedarbība ar metāliem:
Atšķaidīta sērskābe izšķīdina tikai metālus sprieguma rindā pa kreisi no ūdeņraža:
Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (atšķaidīts) → Zn +2 SO 4 + H 2
3)
Sērskābes reakcijaar pamata oksīdiem:
CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O
4)
Sērskābes reakcija arhidroksīdi:
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O
5)
Apmaiņas reakcijas ar sāļiem:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Sērskābes un šķīstošo sulfātu noteikšanai (kvalitatīva reakcija uz sulfāta jonu) izmanto baltu BaSO 4 (skābēs nešķīstošu) nogulšņu veidošanos.
Koncentrēta H 2 SO 4 īpašās īpašības:
1) Koncentrēts sērskābe ir spēcīgs oksidētājs ; mijiedarbojoties ar metāliem (izņemot Au, Pt), tas atkarībā no metāla aktivitātes tiek reducēts līdz S +4 O 2, S 0 vai H 2 S -2. Bez sildīšanas tas nereaģē ar Fe, Al, Cr - pasivēšana. Mijiedarbojoties ar metāliem ar mainīgu valenci, pēdējie oksidējas līdz augstākiem oksidācijas stāvokļiem nekā atšķaidīta skābes šķīduma gadījumā: Fe 0→ Fe 3+ , Cr 0→ Cr 3+ , Mn 0→Mn 4+,Sn 0→ Sn 4+
Aktīvs metāls
8 Al + 15 H 2 SO 4 (konc.) → 4Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3 H2S
4│2Al 0–6 e— → 2Al 3+ — oksidēšana
3│ S 6+ + 8e → S 2– atgūšana
4Mg+5H2SO4 →4MgSO4+H2S+4H2O
Vidējas aktivitātes metāls
2Cr + 4 H 2 SO 4 (konc.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - oksidēšana
1│ S 6+ + 6e → S 0 – atgūšana
Zems aktīvs metāls
2Bi + 6H 2 SO 4 (konc.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3 SO 2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – oksidēšana
3│ S 6+ + 2e →S 4+ - atgūšana
2Ag + 2H 2 SO 4 → Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
2) Koncentrēta sērskābe oksidē dažus nemetālus, parasti līdz maksimālajam oksidācijas stāvoklim, un pati par sevi tiek reducēta līdzS+4O2:
C + 2H 2 SO 4 (konc.) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
S+ 2H 2 SO 4 (konc.) → 3SO 2 + 2H 2 O
2P+ 5H2SO4 (konc.) → 5SO2 + 2H3PO4 + 2H2O
3) Sarežģītu vielu oksidēšana:
Sērskābe oksidē HI un HBr par brīviem halogēniem:
2 KBr + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O
2 KI + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + SO 2 + I 2 + 2 H 2 O
Koncentrēta sērskābe nevar oksidēt hlorīda jonus par brīvu hloru, kas ļauj iegūt HCl apmaiņas reakcijā:
NaCl + H 2 SO 4 (konc.) = NaHSO 4 + HCl
Sērskābe atdala ķīmiski saistītu ūdeni no organiskiem savienojumiem, kas satur hidroksilgrupas. Etilspirta dehidratācija koncentrētas sērskābes klātbūtnē izraisa etilēna ražošanu:
C 2 H 5 OH = C 2 H 4 + H 2 O.
Cukura, celulozes, cietes un citu ogļhidrātu pārogļošanās saskarē ar sērskābi ir izskaidrojama arī ar to dehidratāciju:
C6H12O6 + 12H2SO4 = 18H2O + 12SO2 + 6CO 2.
METĀLU ATTIECĪBA UN SKĀBĒM
Visbiežāk ķīmiskajā praksē tiek izmantotas spēcīgas skābes, piemēram, sērskābe. H 2 SO 4, HCl sāls un slāpeklis HNO 3 . Tālāk mēs aplūkojam dažādu metālu attiecības ar uzskaitītajām skābēm.
Sālsskābe ( HCl)
Sālsskābe ir sālsskābes tehniskais nosaukums. To iegūst, izšķīdinot ūdeņraža hlorīdu ūdenī - HCl . Tā kā sālsskābe ir zema šķīdība ūdenī, sālsskābes koncentrācija normālos apstākļos nepārsniedz 38%. Tāpēc neatkarīgi no sālsskābes koncentrācijas tās molekulu disociācijas process ūdens šķīdumā notiek aktīvi:
HCl H + + Cl -
Šajā procesā veidojas ūdeņraža joni H+ darbojas kā oksidētājs, oksidē metāli, kas atrodas aktivitāšu sērijā pa kreisi no ūdeņraža . Mijiedarbība notiek saskaņā ar šādu shēmu:
Es + HClsāls +H 2
Šajā gadījumā sāls ir metāla hlorīds ( NiCl 2, CaCl 2, AlCl 3 ), kurā hlorīda jonu skaits atbilst metāla oksidācijas pakāpei.
Sālsskābe ir vājš oksidētājs, tāpēc metāli ar mainīgu valenci tiek oksidēti līdz zemākie pozitīvie oksidācijas stāvokļi:
Fe 0 → Fe 2+
Co 0 → Co2+
Ni 0 → Ni 2+
Kr 0 →Cr 2+
Mn 0 → Mn 2+ Un utt. .
Piemērs:
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2
2│ Al 0–3 e- → Al 3+ - oksidēšana
3│2 H + + 2 e- → H 2 - atveseļošanās
Sālsskābe pasivē svinu ( Pb ). Svina pasivāciju izraisa ūdenī grūti šķīstoša svina hlorīda veidošanās uz tā virsmas ( II ), kas aizsargā metālu no turpmākas skābes iedarbības:
Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H2
Sērskābe (H 2 SO 4 )
Rūpniecībā tiek ražota ļoti augstas koncentrācijas sērskābe (līdz 98%). Jāņem vērā atšķaidīta šķīduma un koncentrētas sērskābes oksidēšanas īpašību atšķirības attiecībā pret metāliem.
Atšķaidītu sērskābi
Atšķaidītā sērskābes ūdens šķīdumā lielākā daļa tā molekulu sadalās:
H 2 SO 4 H + + HSO 4 -
HSO 4 - H + + SO 4 2-
Radīti joni H+ veikt kādu funkciju oksidētājs .
Tāpat kā sālsskābe, atšķaidīts reaģē sērskābes šķīdums tikai ar aktīviem metāliem Un vidējā aktivitāte (atrodas aktivitāšu sērijā līdz ūdeņradim).
Ķīmiskā reakcija notiek saskaņā ar šādu shēmu:
Meh+H2SO4(razb .) → sāls+H2
Piemērs:
2 Al + 3 H 2 SO 4 (atšķ.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2
1│2Al 0–6 e- → 2Al 3+ - oksidēšanās
3│2 H + + 2 e- → H 2 - atveseļošanās
Metāli ar mainīgu valenci tiek oksidēti ar atšķaidītu sērskābes šķīdumu līdz zemākie pozitīvie oksidācijas stāvokļi:
Fe 0 → Fe 2+
Co 0 → Co2+
Ni 0 → Ni 2+
Kr 0 → Cr 2+
Mn 0 → Mn 2+ Un utt. .
Svins ( Pb ) nešķīst sērskābē (ja tās koncentrācija ir zem 80%) , jo iegūtais sāls PbSO4 nešķīst un rada aizsargplēvi uz metāla virsmas.
Koncentrēta sērskābe
Koncentrētā sērskābes šķīdumā (virs 68%) lielākā daļa molekulu atrodas nedisociēts stāvoklis, tāpēc sērs darbojas kā oksidētājs , kas ir visaugstākajā oksidācijas stāvoklī ( S+6 ). Koncentrēts H2SO4 oksidē visus metālus, kuru standarta elektrodu potenciāls ir mazāks par oksidētāja - sulfātjona potenciālu SO 4 2- (0,36 V). Šajā sakarā ar koncentrēts reaģē ar sērskābi un daži zemas reakcijas metāli .
Metālu mijiedarbības process ar koncentrētu sērskābi vairumā gadījumu notiek saskaņā ar šādu shēmu:
Es + H 2 SO4 (konc.)sāls + ūdens + reducēšanas līdzeklis H 2 SO 4
Atveseļošanās produkti sērskābe var saturēt šādus sēra savienojumus:
Prakse liecina, ka metālam reaģējot ar koncentrētu sērskābi, izdalās reducēšanas produktu maisījums, kas sastāv no H2S, S un SO2. Tomēr viens no šiem produktiem veidojas dominējošā daudzumā. Tiek noteikts galvenā produkta raksturs metāla darbība : jo augstāka ir aktivitāte, jo dziļāks ir sērskābes samazināšanas process sērskābē.
Dažādas aktivitātes metālu mijiedarbību ar koncentrētu sērskābi var attēlot ar šādu diagrammu:
Alumīnijs (Al ) Un dzelzs ( Fe ) nereaģē ar auksts koncentrēts H2SO4 , pārklājoties ar blīvām oksīda plēvēm, bet karsējot, reakcija norisinās.
Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt nereaģēt ar sērskābi.
Koncentrēts sērskābe ir spēcīgs oksidētājs , tāpēc, kad metāli ar mainīgu valenci mijiedarbojas ar to, pēdējie tiek oksidēti līdz augstākiem oksidācijas stāvokļiem nekā atšķaidīta skābes šķīduma gadījumā:
Fe 0→ Fe3+,
Kr 0→ Cr3+,
Mn 0→Mn 4+,
Sn 0→ Sn 4+
Svins ( Pb ) oksidējas līdz divvērtīgs stāvoklis ar šķīstoša svina hidrogēnsulfāta veidošanosPb ( HSO 4 ) 2 .
Piemēri:
Aktīvs metāls
8 A1 + 15 H2SO4 (konc.) →4A1 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S
4│2 Al 0–6 e- → 2 Al 3+ - oksidēšana
3│ S 6+ + 8 e → S 2- - atveseļošanās
Vidējas aktivitātes metāls
2 Cr + 4 H 2 SO 4 (konc.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - oksidēšana
1│ S 6+ + 6 e → S 0 - atveseļošanās
Zems aktīvs metāls
2Bi + 6H2SO4 (konc.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3SO 2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – oksidēšanās
3│ S 6+ + 2 e → S 4+ - atveseļošanās
slāpekļskābe ( HNO 3 )
Slāpekļskābes īpatnība ir tā, ka sastāvā ir iekļauts slāpeklis Nr 3 - ir augstākais oksidācijas līmenis +5, un tāpēc tam ir spēcīgas oksidācijas īpašības. Maksimālā elektroda potenciāla vērtība nitrātjonam ir 0,96 V, tāpēc slāpekļskābe ir spēcīgāks oksidētājs nekā sērskābe. Oksidētāja lomu metālu reakcijās ar slāpekļskābi spēlē N 5+ . Tāpēc ūdeņradis H 2 nekad neizceļas kad metāli mijiedarbojas ar slāpekļskābi ( neatkarīgi no koncentrācijas ). Process notiek saskaņā ar šādu shēmu:
Es + HNO 3 sāls + ūdens + reducēšanas līdzeklis HNO 3
Atveseļošanas produkti HNO 3 :
Parasti slāpekļskābei reaģējot ar metālu, veidojas reducēšanās produktu maisījums, bet parasti viens no tiem ir dominējošs. Kurš produkts būs galvenais, ir atkarīgs no skābes koncentrācijas un metāla aktivitātes.
Koncentrēta slāpekļskābe
Skābes šķīdums ar blīvumuρ > 1,25 kg/m 3, kas atbilst
koncentrācija > 40%. Neatkarīgi no metāla aktivitātes mijiedarbības reakcija ar HNO3 (konc.) notiek saskaņā ar šādu shēmu:
Es + HNO 3 (konc.)→ sāls + ūdens + NĒ 2
Cēlmetāli nereaģē ar koncentrētu slāpekļskābi (Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt ), un vairāki metāli (Al , Ti , Kr , Fe , Co , Ni ) plkst zema temperatūra pasivēta ar koncentrētu slāpekļskābi. Reakcija ir iespējama, palielinoties temperatūrai, tā notiek saskaņā ar iepriekš sniegto shēmu.
Piemēri
Aktīvs metāls
Al + 6 HNO 3 (konc.) → Al (NO 3 ) 3 + 3 H 2 O + 3 NO 2
1│ Al 0 – 3 e → Al 3+ - oksidēšana
3│ N 5+ + e → N 4+ - atveseļošanās
Vidējas aktivitātes metāls
Fe + 6 HNO 3 (konc.) → Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O + 3NO
1│ Fe 0 – 3e → Fe 3+ - oksidēšana
3│ N 5+ + e → N 4+ - atveseļošanās
Zems aktīvs metāls
Ag + 2HNO 3 (konc.) → AgNO 3 + H 2 O + NO 2
1│ Ag 0 – e → Ag + - oksidēšana
1│ N 5+ + e → N 4+ - atveseļošanās
Atšķaidītu slāpekļskābi
Atveseļošanās produkts slāpekļskābe atšķaidītā šķīdumā ir atkarīga no metāla darbība piedalās reakcijā:
Piemēri:
Aktīvs metāls
8 Al + 30 HNO 3 (dil.) → 8Al(NO3)3 + 9H2O + 3NH4NO3
8│ Al 0 – 3e → Al 3+ - oksidēšana
3│ N 5+ + 8 e → N 3- - atveseļošanās
Slāpekļskābes reducēšanas laikā izdalītais amonjaks nekavējoties reaģē ar slāpekļskābes pārpalikumu, veidojot sāli - amonija nitrātu NH4NO3:
NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3.
Vidējas aktivitātes metāls
10Cr + 36HNO3 (dil.) → 10Cr(NO3)3 + 18H2O + 3N2
10│ Cr 0 – 3 e → Cr 3+ - oksidēšanās
3│ 2 N 5+ + 10 e → N 2 0 - atveseļošanās
Izņemot molekulārais slāpeklis ( N 2 ) vidējas aktivitātes metāliem mijiedarbojoties ar atšķaidītu slāpekļskābi, tie veidojas vienādos daudzumos slāpekļa oksīds ( I) – N2O . Reakcijas vienādojumā jums jāraksta viena no šīm vielām .
Zems aktīvs metāls
3Ag + 4HNO 3 (dil.) → 3AgNO 3 + 2H 2 O + NO
3│ Ag 0 – e → Ag + - oksidēšana
1│ N 5+ + 3 e → N 2+ - atveseļošanās
"Aqua Regia"
“Karaliskais degvīns” (agrāk skābes sauca par degvīnu) ir maisījums no viena tilpuma slāpekļskābes un trīs līdz četriem tilpumiem koncentrētas sālsskābes, kam ir ļoti augsta oksidējošā aktivitāte. Šāds maisījums spēj izšķīdināt dažus zemas aktivitātes metālus, kas nereaģē ar slāpekļskābi. Starp tiem ir "metālu karalis" - zelts. Šis “regia degvīna” efekts ir izskaidrojams ar to, ka slāpekļskābe oksidē sālsskābi, izdalot brīvo hloru un veidojot slāpekļa hloroksīdu ( III ), vai nitrozilhlorīds – NOCl:
HNO 3 + 3 HCl → Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl
2 NOCl → 2 NO + Cl 2
Hlors izdalīšanās brīdī sastāv no atomiem. Atomu hlors ir spēcīgs oksidētājs, kas ļauj “regia degvīnam” ietekmēt pat visinertākos “cēlmetālus”.
Zelta un platīna oksidācijas reakcijas notiek saskaņā ar šādiem vienādojumiem:
Au + HNO 3 + 4 HCl → H + NO + 2H 2 O
3Pt + 4HNO3 + 18HCl → 3H2 + 4NO + 8H2O
Attiecībā uz Ru, Os, Rh un Ir "Aqua regia" nedarbojas.
E.A. Nudnova, M.V. Andriuhova