Vääveltrioksiid on tavaliselt värvitu vedelik. See võib esineda ka jää, kiudkristallide või gaasina. Kui vääveltrioksiid puutub kokku õhuga, hakkab eralduma valget suitsu. See on sellise keemiliselt aktiivse aine lahutamatu osa nagu kontsentreeritud väävelhape. See on selge, värvitu, õline ja väga söövitav vedelik. Seda kasutatakse väetiste, lõhkeainete, muude hapete, naftatööstuse ja autode pliiakude valmistamisel.

Kontsentreeritud väävelhape: omadused

Väävelhape lahustub hästi vees, söövitab metalle ja kangaid ning söestab puitu ja enamikku teisi orgaanilisi aineid kokkupuutel. Pikaajaline kokkupuude madalate kontsentratsioonidega või lühiajaline kokkupuude suurte kontsentratsioonidega võib põhjustada sissehingamisel kahjulikke tervisemõjusid.

Kontsentreeritud väävelhapet kasutatakse väetiste ja muude kemikaalide valmistamiseks, nafta rafineerimisel, raua- ja terasetööstuses ning paljudel muudel eesmärkidel. Sest tal on piisavalt kõrge temperatuur keedes saab seda kasutada nende sooladest lenduvate hapete vabastamiseks. Kontsentreeritud väävelhappel on tugev hügroskoopne omadus. Mõnikord kasutatakse seda kuivatusainena paljude ühendite, näiteks süsivesikute dehüdreerimiseks (vee eemaldamiseks keemiliselt).

Väävelhappe reaktsioonid

Kontsentreeritud väävelhape reageerib suhkrule ebatavaliselt, jättes endast maha rabeda käsnalise musta süsiniku massi. Sarnast reaktsiooni täheldatakse kokkupuutel naha, tselluloosi ja muude taimsete ja loomsete kiududega. Kontsentreeritud happe segamisel veega eraldub suur kogus soojust, millest piisab koheseks keemiseks. Lahjendamiseks tuleks see pidevalt segades lisada aeglaselt külma vette, et piirata kuumuse kogunemist. Väävelhape reageerib vedelikuga, moodustades väljendunud omadustega hüdraate.

füüsilised omadused

Värvitu ja lõhnatu vedelik lahjendatud lahuses on hapu maitsega. Väävelhape on naha ja kõigi kehakudedega kokkupuutel äärmiselt agressiivne, põhjustades otsesel kokkupuutel tõsiseid põletusi. Puhtal kujul ei ole H 2 SO4 elektrijuht, kuid vee lisamisel muutub olukord vastupidises suunas.

Mõned omadused on see, et molekulmass on 98,08. Keemistemperatuur on 327 kraadi Celsiuse järgi, sulamistemperatuur on -2 kraadi Celsiuse järgi. Väävelhape on tugev mineraalhape ja oma laialdase kaubandusliku kasutuse tõttu üks peamisi keemiatööstuse tooteid. See moodustub looduslikult sulfiidmaterjalide, näiteks raudsulfiidi oksüdeerumisel.

Väävelhappe (H2SO4) keemilised omadused avalduvad erinevates keemilistes reaktsioonides:

1. Leelistega suhtlemisel moodustub kaks soolade seeriat, sealhulgas sulfaate.
2. Reageerib karbonaatide ja vesinikkarbonaatidega, moodustades soolasid ja süsinikdioksiidi (CO 2).
3. See mõjutab metalle erinevalt, sõltuvalt temperatuurist ja lahjendusastmest. Külm ja lahjendatud annab vesinikku, kuum ja kontsentreeritud SO 2 heitkoguseid.
4. H 2 SO4 (kontsentreeritud väävelhape) lahus laguneb keemisel vääveltrioksiidiks (SO 3) ja veeks (H 2 O). Keemilised omadused hõlmavad ka tugeva oksüdeeriva aine rolli.

tuleoht

Väävelhape on väga reaktiivne, süttides kokkupuutel peeneid põlevaid materjale. Kuumutamisel hakkavad eralduma väga mürgised gaasid. See on plahvatusohtlik ja ei sobi kokku paljude ainetega. Kõrgematel temperatuuridel ja rõhul võivad tekkida üsna agressiivsed keemilised muutused ja deformatsioonid. Võib ägedalt reageerida vee ja muude vedelikega, põhjustades pritsmeid.

Terviseoht

Väävelhape söövitab kõiki keha kudesid. Aurude sissehingamine võib põhjustada tõsiseid kopsukahjustusi. Silmade limaskesta kahjustus võib põhjustada nägemise täielikku kaotust. Kokkupuude nahaga võib põhjustada tõsist nekroosi. Isegi paar tilka võivad olla surmavad, kui hape pääseb hingetorusse. Krooniline kokkupuude võib põhjustada trahheobronhiidi, stomatiiti, konjunktiviiti, gastriiti. Võib tekkida mao perforatsioon ja peritoniit, millega kaasneb vereringe kollaps. Väävelhape on väga söövitav aine, mida tuleb käsitseda äärmise ettevaatusega. Kokkupuutel esinevad nähud ja sümptomid võivad olla tõsised ja hõlmata urineerimist, tugevat janu, neelamisraskust, valu, šokki ja põletusi. Okse on tavaliselt jahvatatud kohvi värvi. Äge sissehingamine võib põhjustada aevastamist, kähedust, lämbumist, larüngiiti, düspnoed, hingamisteede ärritust ja valu rinnus. Samuti võivad tekkida verejooksud ninast ja igemetest, kopsuturse, krooniline bronhiit ja kopsupõletik. Kokkupuude nahaga võib põhjustada tõsiseid valulikke põletusi ja dermatiiti.

Esmaabi

1. Viige kannatanu värske õhu kätte. Päästetöötajad peaksid seda tehes vältima kokkupuudet väävelhappega.
2. Hinnake elulisi näitajaid, sealhulgas pulssi ja hingamissagedust. Kui pulssi ei tuvastata, teostage elustamine, sõltuvalt saadud täiendavatest vigastustest. Kui hingamine on olemas ja raske, osutage hingamisabi.
3. Eemaldage määrdunud riided niipea kui võimalik.
4. Silma sattumisel loputada sooja veega vähemalt 15 minutit, nahale – pesta seebi ja veega.
5. Mürgiste aurude sissehingamisel loputage suud suur summa vett, juua ja iseseisvalt oksendamist esile kutsuda on keelatud.
6. Viige vigastatu meditsiiniasutusse.

Metalliga hape on nende ühendite klasside jaoks spetsiifiline. Selle käigus taastatakse vesiniku prooton ja koos happeaniooniga asendatakse see metallikatiooniga. See on näide soola moodustumise reaktsioonist, kuigi on mitut tüüpi interaktsioone, mis seda põhimõtet ei järgi. Need kulgevad redoks- ja nendega ei kaasne vesiniku eraldumist.

Hapete reaktsioonide põhimõtted metallidega

Kõik reaktsioonid metalliga põhjustavad soolade moodustumist. Ainus erand on võib-olla väärismetalli reaktsioon aqua regiaga, vesinikkloriidhappe seguga ja mis tahes muu hapete koostoime metallidega viib soola moodustumiseni. Kui hape ei ole kontsentreeritud väävel- ega lämmastikhape, eraldatakse molekulaarne vesinik produktina.

Kui aga kontsentreeritud väävelhape reageerib, toimub interaktsioon metallidega redoksprotsessi põhimõttel. Seetõttu eristati eksperimentaalselt kahte tüüpi tüüpiliste metallide ja tugevate anorgaaniliste hapete vastastikmõju:

• metallide koostoime lahjendatud hapetega;
• koostoime kontsentreeritud happega.

Esimest tüüpi reaktsioonid kulgevad mis tahes happega. Ainus erand on kontsentreeritud ja mis tahes kontsentratsiooniga lämmastikhape. Nad reageerivad vastavalt teisele tüübile ja põhjustavad soolade ning väävli- ja lämmastiku redutseerimisproduktide moodustumist.

Hapete tüüpilised vastasmõjud metallidega

Standardsetes elektrokeemilistes sarjades vesinikust vasakul asuvad metallid reageerivad teiste erineva kontsentratsiooniga hapetega, välja arvatud lämmastikhape, moodustades soola ja vabastades molekulaarse vesiniku. Elektronegatiivsuse reas vesinikust paremal asuvad metallid ei saa reageerida ülaltoodud hapetega ja interakteeruvad ainult lämmastikhappega, sõltumata selle kontsentratsioonist, kontsentreeritud väävelhappega ja aqua regiaga. See on tüüpiline hapete koostoime metallidega.

Metallide reaktsioonid kontsentreeritud väävelhappega

Reaktsioonid lahjendatud lämmastikhappega

Lahjendatud lämmastikhape reageerib vesinikust vasakul ja paremal asuvate metallidega. Reaktsiooni käigus aktiivsete metallidega tekib ammoniaak, mis lahustub koheselt ja interakteerub nitraadianiooniga, moodustades teise soola. Keskmise aktiivsusega metallidega reageerib hape molekulaarse lämmastiku vabanemisega. Inaktiivse oleku korral kulgeb reaktsioon dilämmastikoksiidi vabanemisega. Kõige sagedamini moodustub ühes reaktsioonis mitu väävli redutseerimisprodukti. Reaktsioonide näited on toodud allolevas graafilises lisas.

Reaktsioonid kontsentreeritud lämmastikhappega

Sel juhul toimib lämmastik ka oksüdeeriva ainena. Kõik reaktsioonid lõpevad soola moodustumise ja isolatsiooniga.Graafilises rakenduses on välja pakutud redoksreaktsioonide kulgemise skeemid. Sel juhul väärib erilist tähelepanu reaktsioon passiivsete elementidega. Selline hapete koostoime metallidega on mittespetsiifiline.

Metallide reaktsioonivõime

Metallid reageerivad hapetega üsna kergesti, kuigi on mitmeid inertseid aineid. Need on elemendid, millel on kõrge standardne elektrokeemiline potentsiaal. Selle näitaja alusel on ehitatud mitmeid metalle. Seda nimetatakse elektronegatiivsuse jadaks. Kui metall on selles vesinikust vasakul, siis on see võimeline reageerima lahjendatud happega.

On ainult üks erand: raud ja alumiinium, kuna nende pinnal moodustuvad kolmevalentsed oksiidid, ei saa ilma kuumutamiseta happega reageerida. Kui segu kuumutatakse, siseneb reaktsiooni alguses metalli oksiidkile ja seejärel lahustub see happes endas. Elektrokeemilise aktiivsuse seerias vesinikust paremal asuvad metallid ei saa reageerida anorgaanilise happega, sealhulgas lahjendatud väävelhappega. Reeglist on kaks erandit: need metallid lahustuvad kontsentreeritud ja lahjendatud lämmastikhappes ja aqua regia. Viimases ei saa lahustuda ainult roodium, ruteenium, iriidium ja osmium.

METALLIDE JA HAPPETE SUHE

Kõige sagedamini kasutatakse keemiapraktikas selliseid tugevaid happeid nagu väävelhape. H2SO4, vesinikkloriid-HCl ja lämmastik-HNO3 . Järgmisena kaaluge erinevate metallide ja loetletud hapete suhet.

vesinikkloriidhape ( HCl)

Vesinikkloriidhape on vesinikkloriidhappe tehniline nimetus. See saadakse gaasilise vesinikkloriidi lahustamisel vees - HCl . Vees vähese lahustuvuse tõttu on kontsentratsioon vesinikkloriidhappest tavatingimustes ei ületa 38%. Seetõttu, olenemata vesinikkloriidhappe kontsentratsioonist, kulgeb selle molekulide dissotsiatsiooniprotsess vesilahuses aktiivselt:

HCl H + + Cl -

Selles protsessis moodustuvad vesinikuioonid H+ toimib oksüdeeriva ainena metallid tegevussarjas vesinikust vasakul . Interaktsioon toimub vastavalt skeemile:

Mina + HClsool +H 2

Sel juhul on sool metallkloriid ( NiCl 2, CaCl 2, AlCl 3 ), milles kloriidioonide arv vastab metalli oksüdatsiooniastmele.

Vesinikkloriidhape on nõrk oksüdeerija, mistõttu muutuva valentsiga metallid oksüdeeritakse selleks. madalamad positiivsed oksüdatsiooniastmed:

Fe0 → Fe2+

Co0 → Co2+

Ni 0 → Ni2+

kr 0 →Cr2+

Mn 0 → Mn2+ Ja teised .

Näide:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│ Al 0–3 e- → Al 3+ - oksüdatsioon

3│2 H + + 2 e- → H2 - taastumine

Vesinikkloriidhape passiveerib pliid ( Pb ). Plii passiveerimine on tingitud plii kloriidi moodustumisest selle pinnale, mis on vees halvasti lahustuv ( II ), mis kaitseb metalli happe edasise rünnaku eest:

Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H2

Väävelhape (H 2 NII 4 )

Tööstuses saadakse väga kõrges kontsentratsioonis väävelhapet (kuni 98%). Arvesse tuleks võtta lahjendatud lahuse ja kontsentreeritud väävelhappe oksüdeerivate omaduste erinevust metallide suhtes.

Lahjendatud väävelhape

Väävelhappe lahjendatud vesilahuses dissotsieerub enamik selle molekule:

H 2 SO 4 H + + HSO 4 -

HSO 4 - H + + SO 4 2-

Tekkisid ioonid H+ funktsiooni täita oksüdeeriv aine .

Nagu vesinikkloriidhape, lahjendatud väävelhappe lahus reageerib ainult aktiivsete metallidega Ja keskmine aktiivsus (asub tegevussarjas kuni vesinikuni).

Keemiline reaktsioon toimub vastavalt skeemile:

Mina+ H2SO4(razb .) → soola+H2

Näide:

2 Al + 3 H 2 SO 4 (erinev) → Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

1│2Al 0–6 e- → 2Al 3+ - oksüdatsioon

3│2 H + + 2 e- → H2 - taastumine

Muutuva valentsiga metallid oksüdeeritakse lahjendatud väävelhappe lahusega kuni madalamad positiivsed oksüdatsiooniastmed:

Fe0 → Fe2+

Co0 → Co2+

Ni 0 → Ni2+

kr 0 → Cr2+

Mn 0 → Mn2+ Ja teised .

Plii ( Pb ) ei lahustu väävelhappes (kui selle kontsentratsioon on alla 80%) , kuna saadud sool PbSO4 lahustumatu ja tekitab metallpinnale kaitsekile.

kontsentreeritud väävelhape

Väävelhappe kontsentreeritud lahuses (üle 68%) on suurem osa molekulidest dissotsieerumata tingimus, seega väävel toimib oksüdeeriva ainena asub aastal kõrgeim aste oksüdatsioon ( S+6 ). keskendunud H2SO4 oksüdeerib kõiki metalle, mille standardelektroodi potentsiaal on väiksem kui oksüdeeriva aine - sulfaadiooni potentsiaal SO 4 2- (0,36 V). Sellega seoses koos keskendunud reageerida väävelhappega ja mõned mitteaktiivsed metallid .

Metallide ja kontsentreeritud väävelhappe interaktsiooni protsess kulgeb enamikul juhtudel vastavalt skeemile:

Mina + H 2 NII4 (konts.)sool + vesi + taaskasutustoode H 2 NII 4

Taastamistooted väävelhape võivad olla järgmised väävliühendid:

Praktika on näidanud, et metalli interaktsioonil kontsentreeritud väävelhappega eraldub redutseerimisproduktide segu, mis koosneb H2S, S ja SO2. Üks neist toodetest moodustub siiski valdavas koguses. Määratakse kindlaks põhitoote iseloom metalli aktiivsus : mida suurem on aktiivsus, seda sügavam on väävelhappe redutseerimise protsess.

Erineva aktiivsusega metallide koostoime kontsentreeritud väävelhappega võib olla kujutatud skeemil:

Alumiiniumist (Al ) Ja raud ( Fe ) ei reageeri külm keskendunud H2SO4 , kaetakse tihedate oksiidkiledega, kuid kuumutamisel reaktsioon kulgeb.

Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt ei reageeri väävelhappega.

keskendunud väävelhape on tugev oksüdeerija Seetõttu, kui muutuva valentsiga metallid sellega interakteeruvad, oksüdeeruvad viimased kõrgematele oksüdatsiooniastmetele kui lahjendatud happelahuse puhul:

Fe0→ Fe3+,

kr 0→ Cr3+,

Mn 0→Mn4+,

sn 0→ sn 4+

Plii ( Pb ) oksüdeerunud kuni kahevalentne lahustuva pliivesiniksulfaadi moodustumisegaPb ( HSO 4 ) 2 .

Näited:

Aktiivne metallist

8 A1 + 15 H2SO4 (konts.) →4A12(SO4)3 + 12H2O + 3H2S

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

3│ S 6+ + 8 e → S 2- - taastumine

Keskmise aktiivsusega metall

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

1│ 2Cr 0 - 6e → 2Cr 3+ - oksüdatsioon

1│ S 6+ + 6 e → S 0 - taastumine

Metall mitteaktiivne

2Bi + 6H2SO4 (konts.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3SO 2

1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – oksüdatsioon

3│ S 6+ + 2 e → S 4+ - taastumine

Lämmastikhape ( HNO 3 )

Lämmastikhappe tunnuseks on lämmastik, mis on osa NR 3 - on kõrgeima oksüdatsiooniastmega +5 ja seetõttu on sellel tugevad oksüdeerivad omadused. Nitraadiiooni elektroodipotentsiaali maksimaalne väärtus on 0,96 V, seetõttu on lämmastikhape tugevam oksüdeerija kui väävelhape. Metallide ja lämmastikhappe vastasmõju reaktsioonides mängib oksüdeerija rolli N 5+ . Seega vesinik H 2 ei paista kunagi silma metallide koostoimes lämmastikhappega ( olenemata kontsentratsioonist ). Protsess toimub vastavalt skeemile:

Mina + HNO 3 sool + vesi + taaskasutustoode HNO 3

Taastamistooted HNO 3 :

Tavaliselt tekib lämmastikhappe reaktsioonil metalliga redutseerimisproduktide segu, kuid reeglina on üks neist ülekaalus. Milline toode on peamine, sõltub happe kontsentratsioonist ja metalli aktiivsusest.

Kontsentreeritud lämmastikhape

Kontsentreeritud happelahusel peetakse tihedustρ > 1,25 kg / m 3, mis vastab
kontsentratsioonid > 40%. Sõltumata metalli aktiivsusest, interaktsiooni reaktsioonist HNO 3 (konts.) toimub vastavalt skeemile:

Mina + HNO 3 (konts.)→ sool + vesi + EI 2

Väärismetallid ei interakteeru kontsentreeritud lämmastikhappega (Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt ) ja mitmed metallid (Al , Ti , Kr , Fe , co , Ni ) kell madal temperatuur passiveeritud kontsentreeritud lämmastikhappega. Reaktsioon on võimalik temperatuuri tõusuga, see kulgeb vastavalt ülaltoodud skeemile.

Näited

aktiivne metall

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

1│ Al 0 - 3 e → Al 3+ - oksüdatsioon

3│ N 5+ + e → N 4+ - taastumine

Keskmise aktiivsusega metall

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

1│ Fe 0 - 3e → Fe 3+ - oksüdatsioon

3│ N 5+ + e → N 4+ - taastumine

Metall mitteaktiivne

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

1│ Ag 0 - e → Ag + - oksüdatsioon

1│ N 5+ + e → N 4+ - taastumine

Lahjendage lämmastikhapet

Taastustoode lämmastikhappe sisaldus lahjendatud lahuses sõltub metalli aktiivsus reaktsioonis osalemine:

Näited:

aktiivne metall

8 Al + 30 HNO 3 (erinev) → 8Al(NO3)3 + 9H2O + 3NH4NO3

8│ Al 0 - 3e → Al 3+ - oksüdatsioon

3│ N 5+ + 8 e → N 3- - taastumine

Lämmastikhappe redutseerimisel eralduv ammoniaak interakteerub koheselt liigse lämmastikhappega, moodustades soola - ammooniumnitraadi NH4NO3:

NH3 + HNO3 → NH4NO3.

Keskmise aktiivsusega metall

10Cr + 36HNO3 (det.) → 10Cr(NO3)3 + 18H2O + 3N2

10│ Cr 0 - 3 e → Cr 3+ - oksüdatsioon

3│ 2 N 5+ + 10 e → N 2 0 - taastumine

Välja arvatud molekulaarne lämmastik ( N 2 ) kui keskmise aktiivsusega metallid interakteeruvad lahjendatud lämmastikhappega, tekib seda võrdses koguses Lämmastikoksiid ( I) - N2O . Reaktsioonivõrrandisse peate kirjutama üks neist ainetest .

Metall mitteaktiivne

3Ag + 4HNO3 (deb.) → 3AgNO3 + 2H2O + NO

3│ Ag 0 - e → Ag + - oksüdatsioon

1│ N 5+ + 3 e → N 2+ - taastumine

"Aqua regia"

"Aqua regia" (varem nimetati viinahapeteks) on segu ühest mahust lämmastikhappest ja kolmest kuni neljast mahuosast kontsentreeritud vesinikkloriidhappest, millel on väga kõrge oksüdatiivne aktiivsus. Selline segu on võimeline lahustama mõningaid madala aktiivsusega metalle, mis ei interakteeru lämmastikhappega. Nende hulgas on "metallide kuningas" - kuld. See "aqua regia" mõju on seletatav asjaoluga, et lämmastikhape oksüdeerib vesinikkloriidhapet vaba kloori vabanemisega ja lämmastikklooroksiidi moodustumisega ( III ) või nitrosüülkloriid - NOCl:

HNO 3 + 3 HCl → Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl

2 NOCl → 2 NO + Cl 2

Kloor koosneb vabanemise hetkel aatomitest. Aatomkloor on tugevaim oksüdeerija, mis võimaldab "kuninglikul viinal" mõjuda ka kõige inertsematele "väälismetallidele".

Kulla ja plaatina oksüdatsioonireaktsioonid toimuvad vastavalt järgmistele võrranditele:

Au + HNO 3 + 4 HCl → H + NO + 2H 2 O

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

Ru, Os, Rh ja Ir puhul "kuninglik viin" ei tööta.

E.A. Nudnova, M.V. Andriukhova

Väävelhappe füüsikalised omadused:
Raske õline vedelik ("vitriool");
tihedus 1,84 g/cm3; mittelenduv, vees hästi lahustuv - tugeva kuumutamisega; t°pl. = 10,3 °C, bp \u003d 296 ° C, väga hügroskoopne, vett eemaldavate omadustega (paberi, puidu, suhkru söestumine).

Niisutussoojus on nii suur, et segu võib keema minna, pritsida ja põhjustada põletusi. Seetõttu tuleb veele lisada hapet, mitte vastupidi, kuna happele vee lisamisel jääb happe pinnale kergem vesi, kuhu koondub kogu eralduv soojus.

Väävelhappe tööstuslik tootmine (kontaktmeetod):

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 (oleum)

Purustatud puhastatud märg püriit (väävelpüriit) valatakse ülalt ahju põletamiseks. keevkiht". Altpoolt (vastuvoolu põhimõte) juhitakse läbi hapnikuga rikastatud õhku.
Ahjust väljub ahjugaas, mille koostis on: SO 2, O 2, veeaur (püriit oli märg) ja tuha väikseimad osakesed (raudoksiid). Gaas puhastatakse tahkete osakeste lisanditest (tsüklonis ja elektrostaatilises filtris) ja veeaurust (kuivatustornis).
Kontaktaparaadis oksüdeeritakse vääveldioksiid reaktsioonikiiruse suurendamiseks V 2 O 5 katalüsaatori (vanaadiumpentoksiidi) abil. Ühe oksiidi oksüdeerumisprotsess teiseks on pöörduv. Seetõttu valitakse otsese reaktsiooni kulgemiseks optimaalsed tingimused - kõrgendatud rõhk (kuna otsene reaktsioon kulgeb kogumahu vähenemisega) ja temperatuur mitte üle 500 C (kuna reaktsioon on eksotermiline).

Absorptsioonitornis neelab vääveloksiid (VI) kontsentreeritud väävelhappega.
Veeimamist ei kasutata, kuna vääveloksiid lahustub vees, vabastades suur hulk kuumutada, nii et tekkinud väävelhape keeb ja muutub auruks. Väävelhappeudu tekkimise vältimiseks kasutage 98% kontsentreeritud väävelhapet. Vääveloksiid lahustub sellises happes väga hästi, moodustades oleumi: H 2 SO 4 nSO 3

Väävelhappe keemilised omadused:

H 2 SO 4 on tugev kahealuseline hape, üks tugevamaid mineraalhappeid, kuna suure polaarsuse tõttu puruneb H-O side kergesti.

1) Väävelhape dissotsieerub vesilahuses , moodustades vesinikuiooni ja happejäägi:
H2SO4 \u003d H+ + HSO 4-;
HSO 4 - \u003d H + + SO 4 2-.
Kokkuvõttev võrrand:
H 2SO 4 \u003d 2H + + SO 4 2-.

2) Väävelhappe vastastikmõju metallidega:
Lahjendatud väävelhape lahustab metalle ainult vesinikust vasakul asuvas pingereas:
Zn 0 + H 2 + 1 SO 4 (razb) → Zn + 2 SO 4 + H 2

3) Väävelhappe koostoimealuseliste oksiididega:
CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

4) Väävelhappe koostoime kooshüdroksiidid:
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

5) Vahetusreaktsioonid sooladega:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Väävelhappe ja lahustuvate sulfaatide tuvastamiseks kasutatakse valge BaSO 4 sademe moodustumist (hapetes lahustumatu) (sulfaadioonide kvalitatiivne reaktsioon).

Kontsentreeritud H 2 SO 4 eriomadused:

1) keskendunud väävelhape on tugev oksüdeerija ; kokkupuutel metallidega (va Au, Pt) taastuvad S +4 O 2, S 0 või H 2 S -2 sõltuvalt metalli aktiivsusest. Ilma kuumutamiseta ei reageeri Fe, Al, Cr - passiveerimine. Muutuva valentsiga metallidega suhtlemisel viimased oksüdeeruvad kõrgematele oksüdatsiooniastmetele kui lahjendatud happelahuse puhul: Fe0→ Fe 3+, Cr 0→ Cr 3+, Mn 0→Mn4+,sn 0→ sn 4+

aktiivne metall

8 Al + 15 H2SO4 (konts.) → 4Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3 H2S
4│2Al 0–6 e- → 2Al 3+ - oksüdatsioon
3│ S 6+ + 8e → S 2– taastamine

4Mg + 5H2SO4 → 4MgSO4 + H2S + 4H2O

Keskmise aktiivsusega metall

2Cr + 4 H 2 SO 4 (konts.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 - 6e → 2Cr 3+ - oksüdatsioon
1│ S 6+ + 6e → S 0 - taastamine

Metall mitteaktiivne

2Bi + 6H2SO4 (konts.) → Bi2(SO4)3 + 6H2O + 3 SO2
1│ 2Bi 0 - 6e → 2Bi 3+ - oksüdatsioon
3│ S 6+ + 2e →S 4+ - taastumine

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

2) Kontsentreeritud väävelhape oksüdeerib mõned mittemetallid reeglina maksimaalse oksüdatsiooniastmeni, see ise redutseeritakseS+4O2:

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

S+ 2H2SO4 (konts.) → 3SO2 + 2H2O

2P+ 5H2SO4 (konts.) → 5SO2 + 2H3PO4 + 2H2O

3) Keeruliste ainete oksüdatsioon:
Väävelhape oksüdeerib HI ja HBr vabadeks halogeenideks:
2 KBr + 2H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O
2 KI + 2H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + SO 2 + I 2 + 2 H 2 O
Kontsentreeritud väävelhape ei saa oksüdeerida kloriidioone vabaks klooriks, mis võimaldab vahetusreaktsioonil saada HCl-i:
NaCl + H2SO4 (konts.) = NaHS04 + Hcl

Väävelhape eemaldab hüdroksüülrühmi sisaldavatest orgaanilistest ühenditest keemiliselt seotud vee. Etüülalkoholi dehüdratsioon kontsentreeritud väävelhappe juuresolekul põhjustab etüleeni tootmist:
C 2 H 5 OH \u003d C 2 H 4 + H 2 O.

Suhkru, tselluloosi, tärklise ja muude süsivesikute söestumine kokkupuutel väävelhappega on seletatav ka nende dehüdratsiooniga:
C6H12O6 + 12H2SO4 \u003d 18H2O + 12SO2 + 6CO2.

Artiklis olev OVR on spetsiaalselt värviliselt esile tõstetud. Pöörake neile erilist tähelepanu. Need võrrandid võivad eksamil vahele jääda.

Lahjendatud väävelhape käitub nagu teised happed, varjates oma oksüdatsioonivõimet:

Ja veel üks asi, mida meeles pidada lahjendatud väävelhape: ta ei reageeri pliiga. Lahjendatud H2SO4-sse visatud pliitükk kaetakse lahustumatu (vt lahustuvuse tabelit) pliisulfaadi kihiga ja reaktsioon peatub koheselt.

Väävelhappe oksüdeerivad omadused

- raske õline vedelik, mittelenduv, maitsetu ja lõhnatu

Tänu +6 (kõrgema) oksüdatsiooniastmega väävlile omandab väävelhape tugevad oksüdeerivad omadused.

Ülesande 24 (vana A24) reegel väävelhappe lahuste valmistamisel ärge kunagi valage sinna vett. Kontsentreeritud väävelhape tuleks pidevalt segades peenikese joana vette valada.

Kontsentreeritud väävelhappe koostoime metallidega

Need reaktsioonid on rangelt standardiseeritud ja järgivad skeemi:

H2SO4(konts.) + metall → metallsulfaat + H2O + redutseeritud väävliprodukt.

On kaks nüanssi:

1) alumiinium, raud Ja kroom ei reageeri H2SO4-ga (konts.) normaalsetes tingimustes passiveerumise tõttu. Vaja soojendada.

2) C plaatina Ja kullast H2SO4 (konts.) ei reageeri üldse.

Väävel V kontsentreeritud väävelhape- oksüdeerija

• see tähendab, et ta taastub ise;
• oksüdatsiooniaste, milleni väävel redutseeritakse, sõltub metallist.

Kaaluge väävli oksüdatsiooni oleku diagramm:

• Enne -2 väävlit saab redutseerida ainult väga aktiivsete metallidega – pingereas kuni alumiinium (kaasa arvatud)..

Reaktsioonid lähevad järgmiselt:

8Li + 5H 2 NII 4( konts .) → 4Li 2 NII 4 + 4H 2 O+H 2 S

4Mg + 5H 2 NII 4( konts .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S

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

• H2SO4 (kont.) vastasmõjus metallidega pingereas peale alumiiniumi aga enne rauda st keskmise aktiivsusega metallidega redutseeritakse väävel kuni 0 :

3Mn+4H 2 NII 4( konts .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O+S↓

2Cr+4H 2 NII 4( konts .) (t) → Kr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓

3Zn + 4H 2 NII 4( konts .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓

• kõik muud metallid alustades rauast pingereas (ka vesiniku järel, välja arvatud muidugi kuld ja plaatina) suudavad nad väävlit vähendada ainult kuni +4. Kuna tegemist on mitteaktiivsete metallidega:

2 Fe + 6 H 2 NII 4 (konts.) ( t)→ Fe 2 ( NII 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 NII 2

(pange tähele, et raud oksüdeerub kuni +3, kõrgeima võimaliku kõrgeima oksüdatsiooniastmeni, kuna see on seotud tugeva oksüdeeriva ainega)

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

2Ag + 2H 2 NII 4( konts .) → Ag 2 NII 4 + 2H 2 O+SO 2

Muidugi on kõik suhteline. Redutseerimise sügavus sõltub paljudest teguritest: happe kontsentratsioon (90%, 80%, 60%), temperatuur jne. Seetõttu on tooteid võimatu täpselt ennustada. Ülaltoodud tabelis on ka oma ligikaudne protsent, kuid saate seda kasutada. Samuti on vaja meeles pidada, et kui ühtse riigieksami korral ei ole redutseeritud väävli produkti näidatud ja metall pole eriti aktiivne, siis tõenäoliselt peavad koostajad silmas SO 2. Peate vaatama olukorda ja otsima vihjeid tingimustest.

NII 2 - see on üldiselt OVR-i sage toode koos konts. väävelhape.

H2SO4 (konts.) oksüdeerib osa mittemetallid(millel on redutseerivad omadused) reeglina maksimaalselt - kõrgeim oksüdatsiooniaste (moodustub selle mittemetalli oksiid). Väävel redutseeritakse ka SO 2-ks:

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

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

Värskelt moodustunud fosforoksiid (V) reageerib veega, saadakse ortofosforhape. Seetõttu registreeritakse reaktsioon kohe:

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

Sama booriga, muutub see ortoboorhappeks:

2B+3H 2 NII 4( konts ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Väga huvitav on väävli koostoime oksüdatsiooniastmega +6 (väävelhappes) "teise" väävliga (asub teises ühendis). Eksami raames vaadeldakse H2SO4 (kont.) vastasmõju väävliga (lihtne aine) ja vesiniksulfiidiga.

Alustame suhtlemisest väävel (lihtne aine) kontsentreeritud väävelhappega. Lihtaines on oksüdatsiooniaste 0, happes +6. Selles OVR-is oksüdeerib väävel +6 väävlit 0. Vaatame väävli oksüdatsiooniastmete diagrammi:

Väävel 0 oksüdeerub ja väävel +6 redutseeritakse, see tähendab, et oksüdatsiooniaste langeb. Vääveldioksiid eraldub:

2 H 2 NII 4 (konts.) + S → 3 NII 2 + 2 H 2 O

Kuid vesiniksulfiidi puhul:

Tekivad nii väävel (lihtaine) kui ka vääveldioksiid:

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

See põhimõte võib sageli aidata määrata OVR-i toodet, kus oksüdeeriv aine ja redutseerija on erinevates oksüdatsiooniastmetes sama element. Oksüdeeriv aine ja redutseerija "lähevad üksteise poole" oksüdatsiooni oleku diagrammil.

H2SO4 (konts.), ühel või teisel viisil, suhtleb halogeniididega. Ainult siin peate mõistma, et fluor ja kloor on "ise vuntsidega" ja OVR ei leki fluoriidide ja kloriididega, läbib tavalise ioonivahetusprotsessi, mille käigus moodustub gaasiline vesinikhalogeniid:

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

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

Kuid bromiidide ja jodiidide (nagu ka vastavate vesinikhalogeniidide) koostises olevad halogeenid oksüdeeritakse selle toimel vabadeks halogeenideks. Alles nüüd redutseeritakse väävlit erineval viisil: jodiid on tugevam redutseerija kui bromiid. Seetõttu redutseerib jodiid väävli vesiniksulfiidiks ja bromiid vääveldioksiidiks:

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

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

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

H 2 NII 4( konts .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

Vesinikkloriid ja vesinikfluoriid (nagu ka nende soolad) on vastupidavad H2SO4 (konts.) oksüdeerivale toimele.

Ja lõpuks viimane asi: kontsentreeritud väävelhappe puhul on see ainulaadne, keegi teine ​​ei saa seda teha. Ta valdab vett eemaldav omadus.

See võimaldab kontsentreeritud väävelhapet kasutada mitmel viisil:

Esiteks ainete dehüdratsioon. Kontsentreeritud väävelhape viib ainelt vee ära ja see "muutub kuivaks".

Teiseks katalüsaator reaktsioonides, kus vesi eraldatakse (näiteks dehüdratsioon ja esterdamine):

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

H 3 C – CH 2 –OH (H 2 SO 4 (konts.)) → H 2 C \u003d CH 2 + H 2 O