Любая кислота представляет собой сложное вещество, молекула которого содержит один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.
Формула серной кислоты - H2SO4. Следовательно, в состав молекулы серной кислоты входят два атома водорода и кислотный остаток SO4.
Образуется серная кислота при взаимодействии оксида серы с водой
SO3+H2O -> H2SO4
Чистая 100%-я серная кислота (моногидрат) - тяжёлая жидкость, вязкая как масло, без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом. Уже при температуре +10 °С она застывает и превращается в кристаллическую массу.
Концентрированная серная кислота содержит приблизительно 95% H2 SO4. И застывает она при температуре ниже –20°С.
Взаимодействие с водой
Серная кислота хорошо растворяется в воде, смешиваясь с ней в любых соотношениях. При этом выделяется большое количество тепла.
Серная кислота способна поглощать пары воды из воздуха. Это её свойство используют в промышленности для осушения газов. Осушают газы, пропуская их через специальные ёмкости с серной кислотой. Конечно же, этот способ можно применять только для тех газов, которые не вступают в реакцию с ней.
Известно, что при попадании серной кислоты на многие органические вещества, особенно углеводы, эти вещества обугливаются. Дело в том, что углеводы, как и вода, содержат и водород, и кислород. Серная кислота отнимает у них эти элементы. Остаётся уголь.
В водном растворе H2SO4 индикаторы лакмус и метиловый оранжевый окрашиваются в красный цвет, что говорит о том, что этот раствор имеет кислый вкус.
Взаимодействие с металлами
Как и любая другая кислота, серная кислота способна замещать атомы водорода на атомы металла в своей молекуле. Взаимодействует она практически со всеми металлами.
В разбавленном виде серная кислота реагирует с металлами как обычная кислота. В результате реакции образуется соль с кислотным остатком SO4 и водород.
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
А концентрированная серная кислота является очень сильным окислителем. Она окисляет все металлы, независимо от их положения в ряду напряжений. И при реакции с металлами она сама восстанавливается до SO2. Водород не выделяется.
Сu + 2 H2SO4 (конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Zn + 2 H2SO4 (конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
А вот золото, железо, алюминий, металлы платиновой группы в серной кислоте не окисляются. Поэтому серную кислоту перевозят в стальных цистернах.
Сернокислые соли, которые получаются в результате таких реакций, называют сульфатами. Они не имеют цвета, легко кристаллизуются. Некоторые из них хорошо растворяются в воде. Малорастворимыми являются только CaSO4 и PbSO4 . Почти не растворяется в воде BaSO4.
Взаимодействие с основаниями
Реакция взаимодействия кислоты с основаниями называется реакцией нейтрализации. В результате реакции нейтрализации серной кислоты образуется соль, содержащая кислотный остаток SO4, и вода H2O.
Примеры реакций нейтрализации серной кислоты:
H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O
H2SO4 + CaOH = CaSO4 + 2 H2O
Серная кислота вступает в реакцию нейтрализации как с растворимыми, так и с нерастворимыми основаниями.
Так как в молекуле серной кислоты два атома водорода, и для её нейтрализации требуется два основания, то она относится к двухосновным кислотам.
Взаимодействие с основными оксидами
Из школьного курса химии нам известно, что оксидами называют сложные вещества, в состав которых входят два химических элемента, одним из которых является кислород в степени окисления -2 . Основными оксидами называют оксиды 1, 2 и некоторых 3 валентных металлов. Примеры основных оксидов: Li2O, Na2O, CuO, Ag2O, MgO, CaO, FeO, NiO.
С основными оксидами серная кислота вступает в реакцию нейтрализации. В результате такой реакции, как и в реакции с основаниями, образуются соль и вода. Соль содержит кислотный остаток SO4.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Взаимодействие с солями
Серная кислота взаимодействует с солями более слабых или летучих кислот, вытесняя из них эти кислоты. В результате такой реакции образуется соль с кислотным остатком SO4 и кислота
H2SO4+BaCl2=BaSO4+2HCl
Применение серной кислоты и её соединений
Бариева каша ВaSO4 способна задерживать рентгеновские лучи. Заполняя ею полые органы человеческого организма, рентгенологи исследуют их.
В медицине и строительстве широко применяют природный гипс CaSO4 * 2H2O, кристаллогидрат сульфата кальция. Глауберова соль Na2SO4 * 10H2O используется в медицине и ветеринарии, в химической промышленности - для производства соды и стекла. Медный купорос CuSO4 * 5H2O известен садоводам и агрономам, которые используют его для борьбы с вредителями и болезнями растений.
Серная кислота широко используется в различных отраслях промышленности: химической, металлообрабатывающей, нефтяной, текстильной, кожевенной и других.
Азотная кислота
- HNO3, кислородосодержащая одноосновная сильная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентраций 68,4 % и tкип120 °C при 1 атм. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO3 H2O) и тригидрат (HNO3 3H2O).
Высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:
HNO3 ---> 4NO2 + O2 + 2H2O
При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении.
Азотная кислота является сильным окислителем , концентрированная азотная кислота окисляет серу до серной, а фосфор - до фосфорной кислоты, некоторые органические соединения (например, амины и гидразин, скипидар) самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой.
Степень окисленности азота в азотной кислоте равна 4-5. Выступая в качестве окислителя, НNО может восстанавливаться до различных продуктов:
Какое из этих веществ образуется, т. е. насколько глубоко восстанавливается азотная кислота в том или ином случае, зависит от природы восстановителя и от условий реакции, прежде всего от концентрации кислоты. Чем выше концентрации HNO , тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется .
При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами , например, с медью, выделяется NO. В случае более активных металлов - железа, цинка, - образуется .
Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами -цинком, магнием, алюминием -- с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония. Обычно одновременно образуются несколько продуктов.
Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией. Так, концентрированная азотная кислота реагирует с медью с образованием диоксида азота, а разбавленная - оксида азота (II):
Cu + 4HNO3----> Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O
3Cu + 8 HNO3 ----> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Большинство металло в реагируют с азотной кислотой с выделением оксидов азота в различных степенях окисления или их смесей, разбавленная азотная кислота при реакции с активными металлами может реагировать с выделением водорода и восстановлением нитрат-иона до аммиака.
Некоторые металлы (железо, хром, алюминий), реагирующие с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и устойчивы к её воздействию.
Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж». Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.
Смесь трех объёмов соляной кислотой и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большинство металлов, в том числе и золото. Её сильные окислительные способности обусловлены образующимся атомарным хлором и хлоридом нитрозила:
3HCl + HNO3 ----> NOCl + 2 =2H2O
Серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, не имеющая цвета. Смешивается с водой в любых отношениях.
Концентрированная серная кислота активно поглощает воду из воздуха, отнимает её от других веществ. При попадании органических веществ в концентрированную серную кислоту происходит их обугливание, например, бумаги:
(C6H10O5)n + H2SO4 => H2SO4 + 5nH2O + 6C
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с сахаром образуется пористая угольная масса, похожая на черную затвердевшую губку:
C12H22O11 + H2SO4 => C + H2O + CO2 + Q
Химические свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты отличаются.
Разбавленныерастворы серной кислоты реагируют с металлами , расположенными в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, с образованием сульфатов и выделением водорода.
Концентрированные растворы серной кислоты проявляют сильные окислительные свойства, обусловленные наличием в её молекулах атома серы в высшей степени окисления (+6), поэтому концентрированная серная кислота является сильным окислителем. Так окисляются некоторые неметаллы:
S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 => CO2 + 2SO2 + 2H2O
P4 + 8H2SO4 => 4H3PO4 + 7SO2 + S + 2H2O
H2S + H2SO4 => S + SO2 + 2H2O
Она взаимодействует с металлами , расположенными в электрохимическом ряду напряжений металлов правее водорода (медь, серебро, ртуть), с образованием сульфатов, воды и продуктов восстановления серы. Концентрированные растворы серной кислоты не реагируют с золотом и платиной вследствие их малой активности.
а) малоактивные металлы восстанавливают серную кислоту до диоксида серы SO2:
Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Ag + 2H2SO4 => Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
б) с металлами средней активности возможны реакции с выделением любого из трех продуктов восстановления серной кислоты:
Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 => 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 => 4ZnSO4 + H2S + 2H2O
в) с активными металлами могут выделяться сера или сероводород:
8K + 5H2SO4 => 4K2SO4 + H2S + 4H2O
6Na + 4H2SO4 => 3Na2SO4 + S + 4H2O
г) с алюминием, железом, хромом, кобальтом, никелем концентрированная серная кислота на холод (то есть без нагревания) не взаимодействует - происходит пассивирование этих металлов. Поэтому серную кислоту можно перевозить в железной таре. Однако при нагревании возможно взаимодействие с ней и железа, и алюминия:
2Fe + 6H2SO4 => Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Al + 6H2SO4 => Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Т.О. глубина восстановления серы зависит от восстановительных свойств металлов. Активные металлы (натрий, калий, литий) восстанавливают серную кислоту до сероводорода, металлы, расположенные в ряду напряжений от алюминия до железа - до свободной серы, а металлы с меньшей активностью - до сернистого газа.
Получение кислот.
1. Бескислородные кислоты получают путем синтеза водородных соединений неметаллов из простых веществ и последующего растворения полученных продуктов в воде
Неметалл + H 2 = Водородное соединение неметалла
H 2 + Cl 2 = 2HCl
2. Оксокислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой.
Кислотный оксид + H 2 O = Оксокислота
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
3. Большинство кислот можно получить взаимодействием солей с кислотами.
Соль + Кислота = Соль + Кислота
2NaCl + H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 SO 4
Основания– это сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксидных групп .
Основания - это электролиты, которые диссоциируют с образованием катионов металлического элемента и гидроксид-анионов.
Например:
КОН = К +1 + ОН -1
6.Классификация оснований:
1.По числу гидроксильных групп в молекуле:
а)· Однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксидную группу.
б)· Двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксидные группы.
в)· Трехкислотные, молекулы которых содержат три гидроксидые группы.
2. По растворимости в воде: Растворимые и Нерастворимые.
7.Физические свойства оснований :
Все неорганические основания– твердые вещества (кроме гидроксида аммония). Основания имеют разный цвет: гидроксид калия-белого цвета, гидроксид меди-голубого, гидроксид железа-красно-бурого.
Растворимые основания образуют мыльные на ощупь растворы, через что эти вещества получили название щелочь.
Щёлочи образуют лишь 10 элементов периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: 6 щелочных металлов – литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций и 4 щелочноземельных металла – кальций, стронций, барий, радий.
8.Химические свойства оснований:
1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов. фенолфталеин - малиновый, метилоранж - желтый. Это обеспечивается свободным присутствием гидроксогрупп в растворе. Именно поэтому малорастворимые основания такой реакции не дают.
2. Взаимодействуют :
а) с кислотами : Основание + Кислота = Соль + H 2 O
KOH + HCl = KCl + H 2 O
б) с кислотными оксидами: Щелочь + Кислотный оксид = Соль + H 2 O
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
в) с растворами: Раствор щелочи + Раствор соли = Новое основание + Новая соль
2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
г) с амфотерными металлами : Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2
Амфотерные гидроксиды:
а) Реагируют с кислотами с образованием соли и воды:
Гидроксид меди (II) + 2HBr = CuBr2 + вода.
б). Реагируют с щелочами: итог - соль и вода (условие: сплавление):
Zn(OH)2 + 2CsOH = соль + 2H2O.
в). Реагируют с сильными гидроксидами: итог - соли, если реакция идет в водном растворе: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3
Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются на основной оксид и воду:
Нерастворимое основание = Основной оксид + H 2 O
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металла или это продукты замещения гидроксидных групп в молекулах оснований кислотными остатками .
Соли - это электролиты, которые диссоциируют с образованием катионов металлического элемента и анионов кислотного остатка.
Например:
К 2 СО 3 = 2К +1 + СО 3 2-
Классификация:
Нормальные соли . Это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами неметалла, или продукты полного замещения гидроксидных групп в молекуле основания кислотными остатками.
Кислые соли . Это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла.
Основные соли. Это продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками.
Типы солей:
Двойные соли - в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами.
Смешанные соли - в их составе присутствует два различных аниона.
Гидратные соли (кристаллогидраты) - в их состав входят молекулы кристаллизационной воды.
Комплексные соли - в их состав входит комплексный катион или комплексный анион.
Особую группу составляют соли органических кислот , свойства которых значительно отличаются от свойств минеральных солей. Некоторые из них можно отнести к особенному классу органических солей, так называемых ионных жидкостей или по-другому «жидких солей» , органических солей с температурой плавления ниже 100 °C.
Физические свойства:
Большинство солей-твердые вещества белого цвета. Некоторые соли имеют окраску. Например, дихромат калия-оранжевого, сульфат никеля-зеленого.
По растворимости в воде соли делятся на растворимые в воде, малорастворимые в воде и нерастворимые.
Химические свойства:
Растворимые соли в водных растворах диссоциируют на ионы:
1. Средние соли диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков:
· Кислые соли диссоциируют на катионы металла и сложные анионы:
KHSO 3 = K + HSO 3
· Основные металлы диссоциируют на сложные катионы и анионы кислотных остатков:
AlOH(CH 3 COO) 2 = AlOH + 2CH 3 COO
2. Соли взаимодействуют с металлами с образованием новой соли и нового металла: Ме(1) + Соль(1) = Ме(2) + Соль(2)
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu
3. Растворы взаимодействуют с щелочами Раствор соли + Раствор щелочи = Новая соль + Новое основание:
FeCl 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCl
4. Соли взаимодействуют с кислотами Соль + Кислота = Соль + Кислота:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
5. Соли могут взаимодействовать между собой Соль(1) + Соль(2) = Соль(3) + Соль(4):
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
6. Основные соли взаимодействуют с кислотами Основная соль + Кислота = Средняя соль + H 2 O:
CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O
7. Кислые соли взаимодействуют с щелочами Кислая соль + Щелочь = Средняя соль + H 2 O:
NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
8. Многие соли разлагаются при нагревании: MgCO 3 = MgO + CO 2
Представители солей и их значение:
Соли повсеместно используются как в производстве, так и в повседневной жизни:
Соли соляной кислоты. Из хлоридов больше всего используют хлорид натрия и хлорид калия.
Хлорид натрия (поваренную соль) выделяют из озерной и морской воды, а также добывают в соляных шахтах. Поваренную соль используют в пищу. В промышленности хлорид натрия служит сырьём для получения хлора, гидроксида натрия и соды.
Хлорид калия используют в сельском хозяйстве как калийное удобрение.
Соли серной кислоты. В строительстве и в медицине широко используют полуводный гипс, получаемый при обжиге горной породы (дигидрат сульфата кальция). Будучи смешан с водой, он быстро застывает, образуя дигидрат сульфата кальция, то есть гипс.
Декагидрат сульфата натрия используют в качестве сырья для получения соды.
Соли азотной кислоты. Нитраты больше всего используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве. Важнейшим из них является нитрат натрия, нитрат калия,нитрат кальция и нитрат аммония. Обычно эти соли называют селитрами.
Из ортофосфатов важнейшим является ортофосфат кальция. Эта соль служит основной составной частью минералов - фосфоритов и апатитов. Фосфориты иапатиты используются в качестве сырья в производстве фосфорных удобрений,например, суперфосфата и преципитата.
Соли угольной кислоты. Карбонат кальция используют в качестве сырья для получения извести.
Карбонат натрия (соду) применяют в производстве стекла и при варке мыла.
- Карбонат кальция в природе встречается и в виде известняка, мела и мрамора.
Материальный мир, в котором мы живем и крохотной частичкой которого мы являемся, един и в то же время бесконечно разнообразен. Единство и многообразие химических веществ этого мира наиболее ярко проявляется в генетической связи веществ, которая отражается в так называемых генетических рядах.
Генетической называют связь между веществами разных классов, основанную на их взаимопревращениях.
Если основу генетического ряда в неорганической химии составляют вещества, образованные одним химическим элементом, то основу генетического ряда в органической химии (химии углеродных соединений) составляют вещества с одинаковым числом атомов углерода в молекуле.
Контроль знаний:
1. Дать определение солям, основаниям, кислотам, их характеристику, основных характерных реакций.
2.Почему кислоты и основания объединяются в группу гидроксиды? Что у них общего и чем они отличаются? Почему щелочь нужно приливать к раствору соли алюминия, а не наоборот?
3. Задание: Приведите примеры уравнений реакций, иллюстрирующих указанные общие свойства нерастворимых оснований.
4. Задание: Определите степень окисления атомов металлических элементов в приведенных формулах. Какая закономерность прослеживается между их степенью окисления в оксиде и основе?
ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ:
Проработать: Л2.стр.162-172,пересказ конспекта лекции №5.
Записать уравнения возможных реакций согласно схемам, указать типы реакций: а) НСl + СаО ... ;
б) НСl + Аl(ОН) 3 ... ;
в) Mg + HCl ... ;
г) Hg + HCl ... .
Разделить вещества по классам соединений. Формулы веществ: H 2 SO 4 , NaOH, CuCl 2 , Na 2 SO 4 , CaO, SO 3 , H 3 PO 4 , Fe(OH) 3 , AgNO 3 , Mg(OH) 2 , HCl, ZnO, CO 2 , Cu 2 O, NO 2
Лекция № 6.
Тема: Металлы . Положение металлических элементов в периодической системе. Нахождение металлов в природе. Металлы. Взаимодействие металлов с неметаллами (хлором, серой и кислородом).
Оборудование : периодическая система химических элементов, коллекция металлов, ряд активности металлов.
План изучения темы
(перечень вопросов, обязательных к изучению):
1. Положение элементов - металлов в периодической системе, строение их атомов.
2. Металлы как простые вещества. Металлическая связь, металлические кристаллические решетки.
3. Общие физические свойства металлов.
4. Распространенность металлических элементов и их соединений в природе.
5. Химические свойства элементов-металлов.
6. Понятие о коррозии.
С разбавленными кислотами, которые проявляют окислительные свойства за счет ионов водорода (разбавленные серная, фосфорная, сернистая, все бескислородные и органические кислоты и др.)
реагируют металлы:
расположенные в ряду напряжений до водорода
(эти металлы способны
вытеснять водород из кислоты);
образующие с этими кислотами растворимые соли
(на поверхности этих металлов
не образуется защитная солевая
пленка).
В результате реакции образуются растворимые соли
и выделяется водород:
2А1 + 6НСI = 2А1С1 3 + ЗН 2
М
g
+ Н 2
SO
4
=
М
gS
О 4
+ Н 2
разб.
С
u
+ Н 2
SO
4
→
X
(так
как С
u
стоит после Н 2)
разб.
РЬ + Н 2
SO
4
→
X
(так
как РЬ
SO
4
нерастворим
в воде)
разб.
Некоторые кислоты являются окислителями за счет элемента, образующего кислотный
остаток, К ним относятся концентрированная серная, а также азотная кислота
любой концентрации. Такие кислоты называют кислотами-окислителями.
Окислительные свойства кислотных остатков и значительно сильнее, чем нона водорода Н, поэтому азотная и концентрированная серная кислоты взаимодействуют практически со всеми металлами, расположенными в ряду напряжений как до водорода, так и после него, кроме золота и платины. Так как окислителями в этих случаях являются ноны кислотных остатков (за счет атомов серы и азота в высших степенях окисления), а не ноны водорода Н, то при взаимодействии азотной, а концентрированной серной кислот с металлами не выделяется водород. Металл под действием данных кислот окисляется до характерной (устойчивой) степени окисления и образует соль, а продукт восстановления кислоты зависит от активности металла и степени разбавления кислоты
Взаимодействие серной кислоты с металлами
Разбавленная и концентрированная серные кислоты ведут себя по-разному. Разбавленная серная кислота ведет себя, как обычная кислота. Активные металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода
Li, К , Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au
вытесняют водород из разбавленной серной кислоты. Мы видим пузырьки водорода при добавлении разбавленной серной кислоты в пробирку с цинком.
H 2 SO 4 + Zn = Zn SO 4 + H 2
Медь стоит в ряду напряжений после водорода – поэтому разбавленная серная кислота не действует на медь. А в концентрированной серной кислоты, цинк и медь, ведут себя таким образом…
Цинк, как активный металл, может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу, и даже сероводород.
2H 2 SO 4 + Zn = SO 2 +ZnSO 4 + 2H 2 O
Медь - менее активный металл. При взаимодействии с концентрированно серной кислотой восстанавливает ее до сернистого газа.
2H 2 SO 4 конц. + Cu = SO 2 + CuSO 4 + 2H 2 O
В пробирках с концентрированной серной кислотой выделяется сернистый газа.
Следует иметь в виду, что на схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот.
На основании
приведенных схем составим уравнения конкретных реакций — взаимодействия меди и
магния с концентрированной серной кислотой:
0 +6
+2 +4
С
u
+ 2Н 2
SO
4
= С
uSO
4
+
SO
2
+ 2Н 2
O
конц.
0 +6 +2 -2
4М
g
+ 5Н 2
SO
4
= 4М
gSO
4
+ Н 2
S
+ 4Н 2
O
конц.
Некоторые металлы ( Fe . АI, С r ) не взаимодействуют с концентрированной серной и азотной кислотами при обычной температуре, так как происходит пассивации металла. Это явление связано с образованием на поверхности металла тонкой, но очень плотной оксидной пленки, которая и защищает металл. По этой причине азотную и концентрированную серную кислоты транспортируют в железных емкостях.
Если металл проявляет переменные степени окисления, то с кислотами, являющимися
окислителями за счет ионов Н + , он образует соли, в которых его
степень окисления ниже устойчивой, а с кислотами-окислителями — соли, в которых
его степень окисления более устойчива:
0 +2
F
е+Н 2
SO
4
=
F
е
SO
4
+Н 2
0 разб. +
3
F
е+Н 2
SO
4
=
F
е 2 (SO 4
) 3 + 3
SO 2
+ 6Н 2
O
конц
И.И.Новошинский
Н.С.Новошинская
Чистая 100 %-ная серная кислота (моногидрат) представляет собой бесцветную маслянистую жидкость, застывающую в кристаллическую массу при +10 °С. Реактивная серная кислота имеет обычно плотность 1,84 г/см 3 и содержит около 95 % H 2 SO 4 . Затвердевает она лишь ниже -20 °С.
Температура плавления моногидрата равна 10,37 °С при теплоте плавления 10,5 кДж/моль. В обычных условиях он представляет собой очень вязкую жидкость с весьма высоким значением диэлектрической проницаемости (e = 100 при 25 °С). Незначительная собственная электролитическая диссоциация моногидрата протекает параллельно по двум направлениям: [Н 3 SO 4 + ]·[НSO 4 - ] = 2·10 -4 и [Н 3 О + ]·[НS 2 О 7 - ] = 4·10 -5 . Его молекулярно-ионный состав может быть приближенно охарактеризован следующими данными (в %):
|
При добавлении даже малых количеств воды преобладающей становится диссоциация по схеме:
Н 2 О + Н 2 SО 4 <==> Н 3 О+ + НSO 4 -
Химические свойства.
H 2 SO 4 - сильная двухосновная кислота.
H 2 SO 4 <--> H + + HSO 4 - <--> 2H + + SO 4 2-
Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:
K 2 = ( · ) / = 1,2 · 10 -2
1) Взаимодействие с металлами:
a) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (разб) --> Zn +2 SO 4 + H 2 O
b) концентрированная H 2 +6 SO 4 - сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S +4 O 2 , S 0 или H 2 S -2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):
2Ag 0 + 2H 2 +6 SO 4 --> Ag 2 +1 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O
8Na 0 + 5H 2 +6 SO 4 --> 4Na 2 +1 SO 4 + H 2 S -2 + 4H 2 O
2) концентрированная H 2 S +6 O 4 реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, S +4 O 2):
С 0 + 2H 2 S +6 O 4 (конц) --> C +4 O 2 + 2S +4 O 2 + 2H 2 O
S 0 + 2H 2 S +6 O 4 (конц) --> 3S +4 O 2 + 2H 2 O
2P 0 + 5H 2 S +6 O 4 (конц) --> 5S +4 O 2 + 2H 3 P +5 O 4 + 2H 2 O
3) с основными оксидами:
CuO + H 2 SO 4 --> CuSO4 + H2O
CuO + 2H + --> Cu 2+ + H 2 O
4) с гидроксидами:
H 2 SO 4 + 2NaOH --> Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H + + OH - --> H 2 O
H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 --> CuSO 4 + 2H 2 O
2H + + Cu(OH) 2 --> Cu 2+ + 2H 2 O
5) обменные реакции с солями:
BaCl 2 + H 2 SO 4 --> BaSO 4 + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- --> BaSO 4
Образование белого осадка BaSO 4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.
Моногидрат (чистая, 100%-ая серная кислота) является ионизирующим растворителем, имеющим кислотный характер. В нём хорошо растворяются сульфаты многих металлов (переходя при этом в бисульфаты), тогда как соли других кислот растворяются, как правило, лишь при возможности их сольволиза (с переводом в бисульфаты). Азотная кислота ведет себя в моногидрате как слабое основание
HNO 3 + 2 H 2 SO 4 <==> H 3 O + + NO 2 + + 2 HSO 4 -
хлорная - как очень слабая кислота
H 2 SO 4 + HClO 4 = H 3 SO 4 + + ClO 4 -
Фторсульфоновая и хлорсульфоновая оказываются кислотами несколько более сильными (HSO 3 F > HSO 3 Cl > HClO 4). Моногидрат хорошо растворяет многие органические вещества, имеющие в своём составе атомы с неподелёнными электронными парами (способными к присоединению протона). Некоторые из них могут быть затем выделены обратно в неизменённом состоянии путем простого разбавления раствора водой. Моногидрат обладает высоким значением криоскопической константы (6,12°) и им иногда пользуются как средой для определения молекулярных весов.
Концентрированная H 2 SO 4 является довольно сильным окислителем, особенно при нагревании (восстанавливается обычно до SO 2). Например, она окисляет HI и частично HВr (но не HСl) до свободных галогенов. Окисляются ею и многие металлы - Cu, Hg и др. (тогда как золото и платина по отношению к H 2 SO 4 устойчивы). Так взаимодействие с медью идёт по уравнению:
Cu + 2 H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + H 2 O
Действуя в качестве окислителя, серная кислота обычно восстанавливается до SO 2 . Однако наиболее сильными восстановителями она может быть восстановлена до S и даже H 2 S. С сероводородом концентрированная серная кислота реагирует по уравнению:
H 2 SO 4 + H 2 S = 2H 2 O + SO 2 + S
Следует отметить, что она частично восстанавливается также газообразным водородом и поэтому не может применяться для его осушки.
Рис. 13. Электропроводность растворов серной кислоты.
Растворение концентрированной серной кислоты в воде сопровождается значительным выделением тепла (и некоторым уменьшением общего объёма системы). Моногидрат почти не проводит электрического тока. Напротив, водные растворы серной кислоты являются хорошими проводниками. Как видно на рис. 13, максимальной электропроводностью обладает приблизительно 30 %-ная кислота. Минимум кривой соответствует гидрату состава H 2 SO 4 ·H 2 O.
Выделение тепла при растворении моногидрата в воде составляет (в зависимости от конечной концентрации раствора) до 84 кДж/моль H 2 SO 4 . Напротив, смешиванием 66 %-ной серной кислоты, предварительно охлажденной до 0 °С, со снегом (1:1 по массе) может быть достигнуто понижение температуры, до -37 °С.
Изменение плотности водных растворов H 2 SO 4 с её концентрацией (вес. %) дано ниже:
|
|
Как видно из этих данных, определение по плотности концентрации серной кислоты выше 90 вес. % становится весьма неточным.
Давление водяного пара над растворами H 2 SO 4 различной концентрации при разных температурах показано на рис. 15. В качестве осушителя серная кислота может действовать лишь до тех пор, пока давление водяного пара над её раствором меньше, чем его парциальное давление в осушаемом газе.
Рис. 15. Давление водяного пара.
Рис. 16. Температуры кипения над растворами H 2 SO 4 . растворов H 2 SO 4 .
При кипячении разбавленного раствора серной кислоты из него отгоняется вода, причём температура кипения повышается вплоть до 337 °С, когда начинает перегоняться 98,3 % H 2 SO 4 (рис. 16). Напротив, из более концентрированных растворов улетучивается избыток серного ангидрида. Пар кипящей при 337 °С серной кислоты частично диссоциирован на H 2 O и SO 3 , которые вновь соединяются при охлаждении. Высокая температура кипения серной кислоты позволяет использовать её для выделения при нагревании легколетучих кислот из их солей (например, HCl из NaCl).
Получение.
Моногидрат может быть получен кристаллизацией концентрированной серной кислоты при -10 °С.
Производство серной кислоты.
1-я стадия. Печь для обжига колчедана.
4FeS 2 + 11O 2 --> 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q
Процесс гетерогенный:
1) измельчение железного колчедана (пирита)
2) метод "кипящего слоя"
3) 800°С; отвод лишнего тепла
4) увеличение концентрации кислорода в воздухе
2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С - 500°С; катализатор V 2 O 5):
2SO 2 + O 2 <--> 2SO 3
3-я стадия. Поглотительная башня:
nSO 3 + H 2 SO 4 (конц) --> (H 2 SO 4 · nSO 3)(олеум)
Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока.
Применение.
Помните! Серную кислоту нужно вливать малыми порциями в воду, а не на оборот. Иначе может произойти бурная химическая реакция, в результате которой человек может получить сильные ожоги.
Серная кислота - один из основных продуктов химической промышленности. Идет на производство минеральных удобрений (суперфосфат, сульфат аммония), различных кислот и солей, лекарственных и моющих средств, красителей, искусственных волокон, взрывчатых веществ. Применяется в металлургии (разложение руд, напр. урановых), для очистки нефтепродуктов, как осушитель и др.
Практически важно то обстоятельство, что очень крепкая (выше 75 %) серная кислота не действует на железо. Это позволяет хранить и перевозить её в стальных цистернах. Напротив, разбавленная H 2 SO 4 легко растворяет железо с выделением водорода. Окислительные свойства для неё вовсе не характерны.
Крепкая серная кислота энергично поглощает влагу и поэтому часто применяется для осушки газов. От многих органических веществ, содержащих в своём составе водород и кислород, она отнимает воду, что нередко используется в технике. С этим же (а также с окислительными свойствами крепкой H 2 SO 4) связано её разрушающее действие на растительные и животные ткани. Случайно попавшую при работе на кожу или платье серную кислоту следует тотчас же смыть большим количеством воды, затем смочить пострадавшее место разбавленным раствором аммиака и вновь промыть водой.
Молекулы чистой серной кислоты.
Рис.1. Схема водородных связей в кристалле H 2 SO 4 .
Молекулы, образующие кристалл моногидрата, (НО) 2 SO 2 соединены друг с другом довольно сильными (25 кДж/моль) водородными связями, как это схематически показано на рис. 1. Сама молекула (НО) 2 SO 2 имеет структуру искаженного тетраэдра с атомом серы около центра и характеризуется следующими параметрами: (d(S-ОН) = 154 пм, РНО-S-ОН = 104°, d(S=O) = 143 пм, РOSO = 119°. В ионе HOSO 3 - , d(S-ОН) = 161 и d(SO) = 145 пм, а при переходе к иону SO 4 2- тетраэдр приобретает правильную форму и параметры выравниваются .
Кристаллогидраты серной кислоты.
Для серной кислоты известно несколько кристаллогидратов, состав которых показан на рис. 14. Из них наиболее бедный водой представляет собой соль оксония: H 3 O + HSO 4 - . Так как рассматриваемая система очень склонна к переохлаждению, фактически наблюдаемые в ней температуры замерзания лежат гораздо ниже температур плавления.
Рис. 14. Температуры плавления в системе H 2 O·H 2 SO 4 .