Oxid sírový je zvyčajne bezfarebná kvapalina. Môže existovať aj ako ľad, vláknité kryštály alebo plyn. Keď je oxid sírový vystavený vzduchu, začína sa uvoľňovať biely dym. Je integrálnym prvkom takej chemicky aktívnej látky, ako je koncentrovaná kyselina sírová. Je to číra, bezfarebná, olejovitá a vysoko korozívna kvapalina. Používa sa pri výrobe hnojív, výbušnín, iných kyselín, v ropnom priemysle a olovených akumulátorov v automobiloch.

Koncentrovaná kyselina sírová: vlastnosti

Kyselina sírová sa dobre rozpúšťa vo vode, je korozívna pre kovy a tkaniny a pri styku s drevom a väčšinou ostatných organických látok. Dlhodobé vystavenie nízkym koncentráciám alebo krátkodobé vystavenie vysokým koncentráciám môže mať nepriaznivé účinky na zdravie v dôsledku vdýchnutia.

Koncentrovaná kyselina sírová sa používa na výrobu hnojív a iných chemikálií, pri rafinácii ropy, pri výrobe železa a ocele a na mnohé iné účely. Pretože má dosť vysoká teplota varom, možno ho použiť na uvoľnenie prchavých kyselín z ich solí. Koncentrovaná kyselina sírová má silnú hygroskopickú vlastnosť. Niekedy sa používa ako sušidlo na dehydratáciu (odstránenie vody chemickými prostriedkami) mnohých zlúčenín, ako sú sacharidy.

Reakcie kyseliny sírovej

Koncentrovaná kyselina sírová reaguje nezvyčajným spôsobom na cukor a zanecháva za sebou krehkú hubovitú čiernu hmotu uhlíka. Podobná reakcia sa pozoruje pri kontakte s pokožkou, celulózou a inými rastlinnými a živočíšnymi vláknami. Keď sa koncentrovaná kyselina zmieša s vodou, uvoľní sa veľké množstvo tepla, ktoré je dostatočné na okamžité varenie. Na riedenie by sa mal pomaly pridávať do studenej vody za stáleho miešania, aby sa obmedzilo hromadenie tepla. Kyselina sírová reaguje s kvapalinou a vytvára hydráty s výraznými vlastnosťami.

fyzicka charakteristika

Bezfarebná kvapalina bez zápachu v zriedenom roztoku má kyslú chuť. Kyselina sírová je pri kontakte s pokožkou a všetkými tkanivami tela mimoriadne agresívna a pri priamom kontakte spôsobuje vážne popáleniny. Vo svojej čistej forme H 2 SO4 nie je vodič elektriny, ale situácia sa mení v opačnom smere s pridaním vody.

Niektoré vlastnosti sú, že molekulová hmotnosť je 98,08. Teplota varu je 327 stupňov Celzia, teplota topenia -2 stupne Celzia. Kyselina sírová je silná minerálna kyselina a vďaka svojmu širokému komerčnému využitiu je jedným z hlavných produktov chemického priemyslu. Vzniká prirodzene oxidáciou sulfidových materiálov, ako je sulfid železa.

Chemické vlastnosti kyseliny sírovej (H 2 SO4) sa prejavujú v rôznych chemických reakciách:

1. Pri interakcii s alkáliami sa vytvárajú dve série solí vrátane síranov.
2. Reaguje s uhličitanmi a hydrogénuhličitanmi za vzniku solí a oxidu uhličitého (CO 2).
3. Na kovy pôsobí rôzne, v závislosti od teploty a stupňa riedenia. Studený a zriedený produkuje vodík, horúci a koncentrovaný produkuje emisie SO 2 .
4. Pri vare sa roztok H 2 SO4 (koncentrovaná kyselina sírová) rozkladá na oxid sírový (SO 3) a vodu (H 2 O). K chemickým vlastnostiam patrí aj úloha silného oxidačného činidla.

nebezpečenstvo ohňa

Kyselina sírová je vysoko reaktívna na zapálenie jemných horľavých materiálov pri kontakte. Pri zahrievaní sa začnú uvoľňovať vysoko toxické plyny. Je výbušný a nekompatibilný s obrovským množstvom látok. Pri zvýšených teplotách a tlakoch môže dochádzať k dosť agresívnym chemickým zmenám a deformáciám. Môže prudko reagovať s vodou a inými kvapalinami a spôsobiť striekanie.

hazard so zdravím

Kyselina sírová koroduje všetky tkanivá tela. Vdychovanie pár môže spôsobiť vážne poškodenie pľúc. Poškodenie sliznice očí môže viesť k úplnej strate zraku. Kontakt s pokožkou môže spôsobiť závažnú nekrózu. Dokonca aj niekoľko kvapiek môže byť smrteľných, ak sa kyselina dostane do priedušnice. Chronická expozícia môže spôsobiť tracheobronchitídu, stomatitídu, konjunktivitídu, gastritídu. Môže sa vyskytnúť perforácia žalúdka a peritonitída sprevádzaná kolapsom krvného obehu. Kyselina sírová je vysoko žieravá látka, s ktorou sa musí zaobchádzať mimoriadne opatrne. Príznaky a symptómy po expozícii môžu byť závažné a zahŕňajú slintanie, intenzívny smäd, ťažkosti s prehĺtaním, bolesť, šok a popáleniny. Zvratky majú zvyčajne farbu mletej kávy. Akútna inhalačná expozícia môže mať za následok kýchanie, chrapot, dusenie, laryngitídu, dyspnoe, podráždenie dýchania a bolesť na hrudníku. Môže sa vyskytnúť aj krvácanie z nosa a ďasien, pľúcny edém, chronická bronchitída a zápal pľúc. Vystavenie pokožke môže viesť k ťažkým bolestivým popáleninám a dermatitíde.

Prvá pomoc

1. Presuňte obete na čerstvý vzduch. Pohotovostný personál by sa pri tom mal vyhýbať vystaveniu kyseline sírovej.
2. Posúďte vitálne funkcie vrátane pulzu a frekvencie dýchania. Ak sa pulz nezistí, vykonajte resuscitáciu v závislosti od ďalších zranení. Ak je dýchanie prítomné a je ťažké, poskytnite podporu dýchania.
3. Čo najskôr vyzlečte znečistený odev.
4. V prípade kontaktu s očami vypláchnite teplou vodou najmenej 15 minút, na pokožke - umyte mydlom a vodou.
5. Pri vdychovaní toxických výparov si vypláchnite ústa veľké množstvo voda, piť a nezávisle vyvolať zvracanie je zakázané.
6. Zraneného dopravte do zdravotníckeho zariadenia.

Kyselina s kovom je špecifická pre tieto triedy zlúčenín. V jeho priebehu sa obnoví protón vodíka a v spojení s kyslým aniónom je nahradený katiónom kovu. Toto je príklad reakcie tvorby soli, aj keď existuje niekoľko typov interakcií, ktoré sa neriadia týmto princípom. Prebiehajú ako redoxné a nie sú sprevádzané vývojom vodíka.

Princípy reakcií kyselín s kovmi

Všetky reakcie s kovom vedú k tvorbe solí. Jedinou výnimkou je snáď reakcia ušľachtilého kovu s aqua regia, zmesou kyseliny chlorovodíkovej a akákoľvek iná interakcia kyselín s kovmi vedie k tvorbe soli. Ak kyselina nie je koncentrovaná sírová ani dusičná, potom sa molekulárny vodík odštiepi ako produkt.

Ale keď koncentrovaná kyselina sírová reaguje, interakcia s kovmi prebieha podľa princípu redoxného procesu. Preto boli experimentálne rozlíšené dva typy interakcií typických kovov a silných anorganických kyselín:

• interakcia kovov so zriedenými kyselinami;
• interakcia s koncentrovanou kys.

Reakcie prvého typu prebiehajú s akoukoľvek kyselinou. Jedinou výnimkou je koncentrovaná a kyselina dusičná akejkoľvek koncentrácie. Reagujú podľa druhého typu a vedú k tvorbe solí a produktov redukcie síry a dusíka.

Typické interakcie kyselín s kovmi

Kovy nachádzajúce sa naľavo od vodíka v štandardnej elektrochemickej sérii reagujú s inými kyselinami rôznych koncentrácií, s výnimkou kyseliny dusičnej, za vzniku soli a uvoľňovania molekulárneho vodíka. Kovy nachádzajúce sa napravo od vodíka v sérii elektronegativity nemôžu reagovať s vyššie uvedenými kyselinami a interagujú iba s kyselinou dusičnou, bez ohľadu na jej koncentráciu, s koncentrovanou kyselinou sírovou a s Aqua regia. Ide o typickú interakciu kyselín s kovmi.

Reakcie kovov s koncentrovanou kyselinou sírovou

Reakcie so zriedenou kyselinou dusičnou

Zriedená kyselina dusičná reaguje s kovmi vľavo a vpravo od vodíka. Pri reakcii s aktívnymi kovmi vzniká amoniak, ktorý sa okamžite rozpúšťa a interaguje s dusičnanovým aniónom za vzniku ďalšej soli. S kovmi strednej aktivity kyselina reaguje s uvoľňovaním molekulárneho dusíka. Pri neaktívnej reakcii prebieha uvoľňovanie oxidu dusnatého. Najčastejšie pri jednej reakcii vzniká niekoľko produktov redukcie síry. Príklady reakcií sú navrhnuté v grafickej prílohe nižšie.

Reakcie s koncentrovanou kyselinou dusičnou

V tomto prípade dusík pôsobí aj ako oxidačné činidlo. Všetky reakcie končia tvorbou soli a izoláciou Schémy priebehu redoxných reakcií sú navrhnuté v grafickej aplikácii. V tomto prípade si osobitnú pozornosť zaslúži reakcia s neaktívnymi prvkami. Takáto interakcia kyselín s kovmi je nešpecifická.

Reaktivita kovov

Kovy reagujú s kyselinami pomerne ľahko, aj keď existuje niekoľko inertných látok. Ide o prvky, ktoré majú vysoký štandardný elektrochemický potenciál. Existuje množstvo kovov, ktoré sú postavené na základe tohto ukazovateľa. Nazýva sa to séria elektronegativity. Ak je kov v ňom naľavo od vodíka, potom je schopný reagovať so zriedenou kyselinou.

Existuje len jedna výnimka: železo a hliník v dôsledku tvorby trojmocných oxidov na svojom povrchu nemôžu reagovať s kyselinou bez zahrievania. Ak sa zmes zahreje, najskôr oxidový film kovu vstúpi do reakcie a potom sa rozpustí v samotnej kyseline. Kovy umiestnené napravo od vodíka v elektrochemickej sérii aktivity nemôžu reagovať s anorganickou kyselinou, vrátane zriedenej kyseliny sírovej. Existujú dve výnimky z pravidla: tieto kovy sa rozpúšťajú v koncentrovanej a zriedenej kyseline dusičnej a aqua regia. Len ródium, ruténium, irídium a osmium v ​​nich nemožno rozpustiť.

POMER KOVOV KU KYSELINÁM

V chemickej praxi sa najčastejšie používajú také silné kyseliny, ako je kyselina sírová. H2SO4, chlorovodíková HCl a dusičná HNO3 . Ďalej zvážte pomer 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 jeho nízku rozpustnosť vo vode je koncentrácia kyseliny chlorovodíkovej za normálnych podmienok 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+ pôsobí ako oxidačné činidlo kovy v rade aktivít naľavo od vodíka . Interakcia prebieha podľa 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, preto sa na ňu oxidujú kovy s premenlivou mocnosťou nižšie kladné oxidačné stavy:

Fe0 → Fe2+

Co0 → Co2+

Ni 0 → Ni2+

cr 0 →Cr2+

Mn 0 → Mn2+ A iní .

Príklad:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│ Al 0 - 3 e- → Al 3+ - oxidácia

3│2 H++ 2 e- → H2 - zotavenie

Kyselina chlorovodíková pasivuje olovo ( Pb ). Pasivácia olova je spôsobená tvorbou chloridu olovnatého na jeho povrchu, ktorý je ťažko rozpustný vo vode ( II ), ktorý chráni kov pred ďalším napadnutím kyselinou:

Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H2

Kyselina sírová (H 2 SO 4 )

V priemysle sa získavajú veľmi vysoké koncentrácie kyseliny sírovej (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-

Vznikli 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 schémy:

ja+ H2SO4(razb .) → soľ+H2

Príklad:

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

1│2Al 0 – 6 e- → 2Al 3+ - oxidácia

3│2 H++ 2 e- → H2 - zotavenie

Kovy s premenlivou valenciou sa oxidujú zriedeným roztokom kyseliny sírovej na nižšie kladné oxidačné stavy:

Fe0 → Fe2+

Co0 → Co2+

Ni 0 → Ni2+

cr 0 → Cr2+

Mn 0 → Mn2+ A iní .

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 nachádza sa v najvyšší stupeň oxidácia ( 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 neaktívne kovy .

Proces interakcie kovov s koncentrovanou kyselinou sírovou vo väčšine prípadov prebieha podľa schémy:

ja + H 2 SO4 (konc.)soľ + voda + regeneračný produkt H 2 SO 4

Produkty na obnovu kyselina sírová môžu byť nasledujúce zlúčeniny síry:

Prax ukázala, že pri interakcii kovu s koncentrovanou kyselinou sírovou sa uvoľňuje zmes redukčných produktov, pozostávajúca z H2S, S a SO2. Jeden z týchto produktov sa však tvorí v prevažujúcom množstve. 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 schémou:

hliník (Al ) A železo ( Fe ) nereagujte s chladný koncentrovaný H2SO4 pokryje sa hustými oxidovými filmami, avšak pri zahriatí 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 mocnosťou, oxidujú sa do vyšších oxidačných stavov ako v prípade zriedeného roztoku kyseliny:

Fe0→ Fe3+,

cr 0→ Cr3+,

Mn 0→Mn4+,

sn 0→ sn 4+

Viesť ( Pb ) oxidovaný na dvojmocný stav s tvorbou rozpustného hydrosíranu 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

Kov neaktívny

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 )

Znakom kyseliny dusičnej je dusík, ktorý je súčasťou 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 interakcie kovov s kyselinou dusičnou zohráva N5+ . teda vodík H 2 nikdy nevyčnieva pri interakcii kovov s kyselinou dusičnou ( bez ohľadu na koncentráciu ). Proces prebieha podľa schémy:

ja + HNO 3 soľ + voda + regeneračný produkt HNO 3

Produkty na obnovu HNO 3 :

Reakciou kyseliny dusičnej s kovom zvyčajne vzniká zmes redukčných produktov, ale spravidla jeden z nich prevláda. Ktorý z produktov bude hlavný, závisí od koncentrácie kyseliny a aktivity kovu.

Koncentrovaná kyselina dusičná

Koncentrovaný roztok kyseliny sa považuje za roztok s hustotouρ > 1,25 kg / m 3, čo zodpovedá
koncentrácie > 40 %. Bez ohľadu na aktivitu kovu, reakcia interakcie s HNO 3 (konc.) postupuje podľa schémy:

ja + HNO 3 (konc.)→ soľ + voda + NIE 2

Ušľachtilé kovy neinteragujú s koncentrovanou kyselinou dusičnou (Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt ) a množstvo kovov (Al , Ti , Cr , Fe , spol , Ni ) pri nízka teplota pasivovaný koncentrovanou kyselinou dusičnou. Reakcia je možná pri zvýšení teploty, 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

Kov neaktívny

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 účasť na reakcii:

Príklady:

aktívny kov

8 Al + 30 HNO 3 (rozdiel) → 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 interaguje s nadbytkom kyseliny dusičnej a vytvára soľ - dusičnan amónny NH4NO3:

NH3 + HN03 -> NH4NO3.

Stredne aktívny kov

10Cr + 36HNO3 (rozkl.) → 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, tvorí sa v rovnakom množstve Oxid dusnatý ( I) - N20 . V rovnici reakcie musíte napísať jedna z týchto látok .

Kov neaktívny

3Ag + 4HNO3(deb.) → 3AgN03 + 2H20 + NO

3│ Ag 0 - e → Ag + - oxidácia

1│ N 5+ + 3 e → N 2+ - zotavenie

"Aqua regia"

"Aqua regia" (predtým nazývané 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 neinteragujú s kyselinou dusičnou. Medzi nimi je aj „kráľ kovov“ – zlato. Tento účinok „aqua regia“ sa vysvetľuje skutočnosťou, že kyselina dusičná oxiduje kyselinu chlorovodíkovú za uvoľnenia voľného chlóru a tvorby oxidu chlóru dusíka ( III ), alebo nitrozylchlorid - NOCl:

HN03 + 3 HCl -> Cl2 + 2 H20 + NOCl

2 NOCl → 2 NO + Cl 2

Chlór v okamihu uvoľnenia pozostáva z atómov. Atómový chlór je najsilnejším oxidačným činidlom, ktoré umožňuje "kráľovskej 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 + 8H20

Na Ru, Os, Rh a Ir "kráľovská vodka" nefunguje.

E.A. Nudnová, M.V. Andriukhova

Fyzikálne vlastnosti kyseliny sírovej:
Ťažká olejovitá kvapalina ("vitriol");
hustota 1,84 g/cm3; neprchavé, vysoko rozpustné vo vode - so silným zahrievaním; t°pl. = 10,3 °C, bp \u003d 296 ° C, veľmi hygroskopický, má vlastnosti odstraňujúce vodu (zuhoľnatenie papiera, dreva, cukru).

Hydratačné teplo je také veľké, že zmes môže vrieť, prskať a spôsobiť popáleniny. Preto je potrebné pridávať kyselinu do vody a nie naopak, pretože keď sa pridá voda do kyseliny, ľahšia voda bude na povrchu kyseliny, kde sa bude koncentrovať všetko uvoľnené teplo.

Priemyselná výroba kyseliny sírovej (kontaktná metóda):

1) 4FeS2 + 1102 → 2Fe203 + 8SO2

2) 2SO 2 + O 2 V 2 O 5 → 2SO 3

3) nS03 + H2S04 → H2S04nS03 (oleum)

Rozdrvený čistený vlhký pyrit (sírový pyrit) sa nasype zhora do pece na vypálenie v „ fluidného lôžka". Zospodu (protiprúdový princíp) prechádza vzduch obohatený kyslíkom.
Z pece vychádza pecný plyn, ktorého zloženie je: SO 2, O 2, vodná para (pyrit bol vlhký) a najmenšie častice škváry (oxid železa). Plyn sa čistí od nečistôt pevných častíc (v cyklóne a elektrostatickom odlučovači) a vodnej pary (v sušiacej veži).
V kontaktnom zariadení sa oxid siričitý oxiduje pomocou katalyzátora V205 (oxid vanadičný), aby sa zvýšila rýchlosť reakcie. Proces oxidácie jedného oxidu na druhý je reverzibilný. Preto sú zvolené optimálne podmienky pre priebeh priamej reakcie - zvýšený tlak (pretože priama reakcia prebieha s poklesom celkového objemu) a teplota nie vyššia ako 500 C (pretože reakcia je exotermická).

V absorpčnej veži je oxid sírový (VI) absorbovaný koncentrovanou kyselinou sírovou.
Absorpcia vody sa nepoužíva, pretože oxid sírový sa rozpúšťa pri uvoľňovaní vody Vysoké číslo tepla, takže výsledná kyselina sírová vrie a mení sa na paru. Aby ste predišli tvorbe hmly kyseliny sírovej, použite 98% koncentrovanú kyselinu sírovú. Oxid sírový sa v takejto kyseline veľmi dobre rozpúšťa a vytvára oleum: H 2 SO 4 nSO 3

Chemické vlastnosti kyseliny sírovej:

H 2 SO 4 je silná dvojsýtna kyselina, jedna z najsilnejších minerálnych kyselín, vďaka vysokej polarite sa väzba H - O ľahko rozbije.

1) Kyselina sírová disociuje vo vodnom roztoku , tvoriaci vodíkový ión a kyslý zvyšok:
H2S04 \u003d H+ + HS04-;
HS04 - \u003d H+ + S04 2-.
Súhrnná rovnica:
H2S04 \u003d 2H++ S04 2-.

2) Interakcia kyseliny sírovej s kovmi:
Zriedená kyselina sírová rozpúšťa kovy iba v sérii napätia naľavo od vodíka:
Zn 0 + H 2 + 1 SO 4 (razb) → Zn + 2 SO 4 + H 2

3) Interakcia kyseliny sírovejso zásaditými oxidmi:
CuO + H2S04 → CuS04 + H20

4) Interakcia kyseliny sírovej shydroxidy:
H2S04 + 2NaOH -> Na2S04 + 2H20
H2SO4 + Cu(OH)2 → CuS04 + 2H20

5) Výmenné reakcie so soľami:
BaCl2 + H2S04 -> BaS04↓ + 2HCl
Tvorba bielej zrazeniny BaSO 4 (nerozpustná v kyselinách) sa využíva na detekciu kyseliny sírovej a rozpustných síranov (kvalitatívne reakcie pre síranový ión).

Špeciálne vlastnosti koncentrovanej H 2 SO 4:

1) koncentrovaný kyselina sírová je silné oxidačné činidlo ; pri interakcii s kovmi (okrem Au, Pt) sa regenerujú na S +4 O 2, S 0 alebo H 2 S -2 v závislosti od aktivity kovu. Bez zahrievania nereaguje s Fe, Al, Cr - pasivácia. Pri interakcii s kovmi s premenlivou mocnosťou sa tieto oxidujú do vyšších oxidačných stavov ako v prípade zriedeného roztoku kyseliny: Fe0→ Fe 3+, Cr 0→ Cr3+, Mn0→Mn4+,sn 0→ sn 4+

aktívny kov

8 Al + 15 H2S04 (konc.) → 4Al2 (S04) 3 + 12H20 + 3 H 2 S
4│2Al 0 – 6 e- → 2Al 3+ - oxidácia
3│ S 6+ + 8e → S 2– zotavenie

4Mg+ 5H2S04 → 4MgS04 + H2S + 4H20

Stredne aktívny kov

2Cr + 4H2S04 (konc.) → Cr2(SO4)3 + 4 H20 + S
1│ 2Cr 0 - 6e → 2Cr 3+ - oxidácia
1│ S 6+ + 6e → S 0 - obnova

Kov neaktívny

2Bi + 6H2S04 (konc.) → Bi2 (S04)3 + 6H20 + 3 SO2
1│ 2Bi 0 - 6e → 2Bi 3+ - oxidácia
3│ S 6+ + 2e →S 4+ - zotavenie

2Ag + 2H2S04 → Ag2S04 + SO2 + 2H20

2) Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje niektoré nekovy spravidla do maximálneho oxidačného stavu, sama sa redukuje naS+4O2:

C + 2H2S04 (konc) → CO2 + 2S02 + 2H20

S+ 2H2S04 (konc) -> 3S02 + 2H20

2P+ 5H2S04 (konc) → 5SO2 + 2H3P04 + 2H20

3) Oxidácia komplexných látok:
Kyselina sírová oxiduje HI a HBr na voľné halogény:
2 KBr + 2H2S04 \u003d K2S04 + S02 + Br2 + 2H20
2 KI + 2H2SO4 \u003d K2S04 + SO2 + I2 + 2H20
Koncentrovaná kyselina sírová nedokáže oxidovať chloridové ióny na voľný chlór, čo umožňuje získať HCl výmennou reakciou:
NaCl + H2S04 (konc.) = NaHS04 + HCl

Kyselina sírová odstraňuje chemicky viazanú vodu z organických zlúčenín obsahujúcich hydroxylové skupiny. Dehydratácia etylalkoholu v prítomnosti koncentrovanej kyseliny sírovej vedie k produkcii etylénu:
C2H5OH \u003d C2H4 + H20.

Zuhoľnatenie cukru, celulózy, škrobu a iných uhľohydrátov pri kontakte s kyselinou sírovou sa vysvetľuje aj ich dehydratáciou:
C6H1206 + 12H2S04 \u003d 18H20 + 12S02 + 6C02.

OVR v článku je špeciálne farebne zvýraznený. Venujte im osobitnú pozornosť. Tieto rovnice sa môžu pri skúške zachytiť.

Zriedená kyselina sírová sa správa ako iné kyseliny a skrýva svoje oxidačné schopnosti:

A ešte jedna vec na zapamätanie zriedená kyselina sírová: ona nereaguje s olovom. Kúsok olova vhodený do zriedenej H2SO4 sa pokryje vrstvou nerozpustného (pozri tabuľku rozpustnosti) síranu olovnatého a reakcia sa okamžite zastaví.

Oxidačné vlastnosti kyseliny sírovej

- ťažká olejovitá kvapalina, neprchavá, bez chuti a zápachu

Vďaka síre v oxidačnom stupni +6 (vyššom) získava kyselina sírová silné oxidačné vlastnosti.

Pravidlo pre úlohu 24 (stará A24) pri príprave roztokov kyseliny sírovej nikdy do nej nelejte vodu. Koncentrovaná kyselina sírová by sa mala nalievať do vody tenkým prúdom za stáleho miešania.

Interakcia koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi

Tieto reakcie sú prísne štandardizované a riadia sa schémou:

H2SO4(konc.) + kov → síran kovu + H2O + redukovaný produkt síry.

Existujú dve nuansy:

1) hliník, železo A chróm nereagujú s H2SO4 (konc) za normálnych podmienok v dôsledku pasivácie. Treba zahriať.

2) C platina A zlato H2SO4 (konc) vôbec nereaguje.

Síra V koncentrovaná kyselina sírová- okysličovadlo

• znamená to, že sa uzdraví sama;
• stupeň oxidácie, na ktorý sa bude síra redukovať, závisí od kovu.

Zvážte diagram oxidačného stavu síry:

• Predtým -2 síru možno redukovať len veľmi aktívnymi kovmi - v sérii napätí až po hliník vrátane.

Reakcie budú vyzerať takto:

8Li + 5H 2 SO 4( konc .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O+H 2 S

4 mg + 5H 2 SO 4( konc .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S

8Al + 15H 2 SO 4( konc .) (t) -> 4Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 0+3H 2 S

• pri interakcii H2SO4 (konc) s kovmi v sérii napätí po hliníku, ale pred železom, teda pri kovoch s priemernou aktivitou sa síra redukuje na 0 :

3Mn+4H 2 SO 4( konc .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O+S↓

2Cr + 4H 2 SO 4( konc .) (t) → Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓

3Zn + 4H 2 SO 4( konc .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓

• všetky ostatné kovy počnúc železom v sérii napätí (vrátane tých po vodíku, samozrejme okrem zlata a platiny) dokážu redukovať síru len do +4. Keďže ide o neaktívne kovy:

2 Fe + 6 H 2 SO 4 (konc.) ( t)→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 SO 2

(všimnite si, že železo oxiduje na +3, čo je najvyšší možný, najvyšší oxidačný stav, pretože pracuje so silným oxidačným činidlom)

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

Samozrejme, všetko je relatívne. Hĺbka redukcie bude závisieť od mnohých faktorov: koncentrácia kyseliny (90%, 80%, 60%), teplota atď. Preto nie je možné presne predpovedať produkty. Tabuľka vyššie má tiež svoje vlastné percento aproximácie, ale môžete ju použiť. Je tiež potrebné pamätať na to, že pri jednotnej štátnej skúške, keď nie je uvedený produkt redukovanej síry a kov nie je obzvlášť aktívny, potom kompilátori s najväčšou pravdepodobnosťou znamenajú SO 2. Treba sa pozrieť na situáciu a hľadať indície v podmienkach.

SO 2 - ide všeobecne o častý produkt OVR za účasti konc. kyselina sírová.

H2SO4 (conc) oxiduje niektoré nekovy(ktoré vykazujú redukčné vlastnosti spravidla na maximum - najvyšší stupeň oxidácie (tvorí sa oxid tohto nekovu). Síra sa tiež redukuje na 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

Čerstvo vytvorený oxid fosforečný (V) reaguje s vodou, pričom vzniká kyselina ortofosforečná. Preto sa reakcia okamžite zaznamená:

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

To isté s bórom sa mení na kyselinu ortoboritú:

2B + 3H 2 SO 4( konc ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Veľmi zaujímavá je interakcia síry s oxidačným stavom +6 (v kyseline sírovej) s „inou“ sírou (nachádzajúcou sa v inej zlúčenine). V rámci skúšky sa uvažuje o interakcii H2SO4 (konc). so sírou (jednoduchá látka) a sírovodíkom.

Začnime interakciou síra (jednoduchá látka) s koncentrovanou kyselinou sírovou. V jednoduchej látke je oxidačný stav 0, v kyseline +6. V tomto OVR bude síra +6 oxidovať síru 0. Pozrime sa na diagram oxidačných stavov síry:

Síra 0 bude oxidovaná a síra +6 sa zníži, to znamená, že sa zníži oxidačný stav. Oxid siričitý sa bude uvoľňovať:

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

Ale v prípade sírovodíka:

Vznikajú síra (jednoduchá látka) aj oxid siričitý:

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

Tento princíp môže často pomôcť pri určovaní produktu OVR, kde oxidačné činidlo a redukčné činidlo sú tým istým prvkom v rôznych oxidačných stavoch. Oxidačné činidlo a redukčné činidlo "idú k sebe" na diagrame oxidačného stavu.

H2SO4 (conc), tak či onak, interaguje s halogenidmi. Len tu musíte pochopiť, že fluór a chlór sú „sami s fúzmi“ a OVR neuniká s fluoridmi a chloridmi prechádza obvyklým procesom iónovej výmeny, počas ktorého vzniká plynný halogenovodík:

CaCl2 + H2S04 (konc.) -> CaS04 + 2HCl

CaF2 + H2S04 (konc.) -> CaS04 + 2HF

Ale halogény v zložení bromidov a jodidov (ako aj v zložení zodpovedajúcich halogenovodíkov) sa ním oxidujú na voľné halogény. Až teraz sa síra redukuje rôznymi spôsobmi: jodid je silnejšie redukčné činidlo ako bromid. Preto jodid redukuje síru na sírovodík a bromid na oxid siričitý:

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 ↓

Chlorovodík a fluorovodík (ako aj ich soli) sú odolné voči oxidačnému pôsobeniu H2SO4 (konc).

A nakoniec posledná vec: pre koncentrovanú kyselinu sírovú je to unikát, nikto iný to nedokáže. Ona má vlastnosť odvádzajúca vodu.

To vám umožňuje používať koncentrovanú kyselinu sírovú rôznymi spôsobmi:

Po prvé, dehydratácia látok. Koncentrovaná kyselina sírová odoberá látke vodu a tá "vysychá".

Po druhé, katalyzátor v reakciách, pri ktorých sa oddeľuje voda (napríklad dehydratácia a esterifikácia):

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

H3C–CH2-OH (H2SO4 (konc.)) → H2C \u003d CH2 + H20