Водород не выделяется при взаимодействии металлов
Обновлено: 28.09.2024
Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение водорода
Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :
+1H 1s 1 1sАтом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.
Степени окисления атома водорода — от -1 до +1. Характерные степени окисления -1, 0, +1.
Физические свойства
Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:
Н–Н
Соединения водорода
Основные степени окисления водорода +1, 0, -1.
Типичные соединения водорода:
вода H2O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr)
кислые соли (NaHCO3 и др.)
основания NaOH, Cu(OH)2
Способы получения
Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:
Также возможна паровая конверсия угля:
C 0 + H2 + O → C +2 O + H2 0
Химические свойства
1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.
1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :
2Na + H2 → 2NaH
1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:
1.3. Водород не реагирует с кремнием .
1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:
1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом .
1.6. Водород горит , взаимодействует с кислородом со взрывом:
2. Водород взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов . Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода.
Например , водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:
ZnO + H2 → Zn + H2O
Также водород восстанавливает медь из оксида меди:
СuO + H2 → Cu + H2O
Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов .
Например , водород взаимодействует с оксидом азота (I):
2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).
Применение водорода
Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:
- как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
- кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов;
- как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
- водород используется для получения аммиака и искусственного жидкого топлива;
- получение твердых жиров (гидрогенизация).
Водородные соединения металлов
Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеНх. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).
Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.
Например , при взаимодействии натрия с водородом образуется гидрид натрия:
Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:
Химические свойства
1. Солеобразные гидриды легко разлагаются водой .
Например , гидрид натрия в водной среде разлагается на гидроксид натрия и водород:
NaH + H2O → NaOH + H2
2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.
Например , гидрид натрия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида натрия и водорода:
NaH + HCl → NaCl + H2
3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)
Например , гидрид натрия окисляется кислородом:
2NaH + O2 = 2NaOH
Гидрид натрия также окисляется хлором :
NaH + Cl2 = NaCl + HCl
Летучие водородные соединения
Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.
Строение и физические свойства
Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).
Способы получения силана
Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:
Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.
Способы получения аммиака
В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.
Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:
Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.
Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.
Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.
Например , гидролиз нитрида кальция:
В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.
Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.
Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.
Способы получения фосфина
В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.
Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:
Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:
Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.
Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:
Способы получения сероводорода
1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.
Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑
Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:
Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.
Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.
2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.
Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:
Химические свойства силана
1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:
Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.
2. Силан разлагается водой с выделением водорода:
3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :
4. Силан при нагревании разлагается :
Химические свойства фосфина
1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .
Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:
Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.
2. Фосфин PH3 – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:
3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.
Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.
Серная кислота также окисляет фосфин:
С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.
Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:
2PH3 + 2PCl3 → 4P + 6HCl
Химические свойства сероводорода
1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:
Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:
H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
H2S + NaOH → NaНS + H2O
2. Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):
В избытке кислорода:
3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.
Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:
H2S + Br2 → 2HBr + S↓
H2S + Cl2 → 2HCl + S↓
Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:
Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:
При кипячении сера окисляется до серной кислоты:
Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.
Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:
Соединения железа (III) также окисляют сероводород:
H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl
Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:
Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:
Либо до оксида серы (IV):
4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.
Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:
Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.
Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.
Химические свойства прочих водородных соединений
Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.
Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.
Молекулы воды связаны водородными связями: nH2O = (Н2O)n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те.
1. Вода реагирует с металлами и неметаллами .
1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
- с магнием реагирует при кипячении:
- алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид:
- металлы, расположенные в ряду активности от Al до Н , реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород:
- металлы, расположенные в ряду активности от после Н , не реагируют с водой:
Ag + Н2O ≠
2. Вода реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов , образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении):
3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO2):
4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :
Например , сульфид алюминия разлагается водой:
5. Бинарные соединения металлов и неметаллов , которые не являются кислотами и основаниями, разлагаются водой.
Например , фосфид кальция разлагается водой:
6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.
Например , фосфид хлора (V) разлагается водой:
6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).
Водород не выделяется при взаимодействии металлов
ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ
Чаще всего в химической практике используются такие сильные кислоты как серная H 2 SO 4 , соляная HCl и азотная HNO 3 . Далее рассмотрим отношение различных металлов к перечисленным кислотам.
Соляная кислота ( HCl )
Соляная кислота – это техническое название хлороводородной кислоты. Получают ее путем растворения в воде газообразного хлороводорода – HCl . Ввиду невысокой его растворимости в воде, концентрация соляной кислоты при обычных условиях не превышает 38%. Поэтому независимо от концентрации соляной кислоты процесс диссоциации ее молекул в водном растворе протекает активно:
Образующиеся в этом процессе ионы водорода H + выполняют роль окислителя, окисляя металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. Взаимодействие протекает по схеме:
Me + HCl соль + H 2 ↑
При этом соль представляет собой хлорид металла ( NiCl 2 , CaCl 2 , AlCl 3 ), в котором число хлорид-ионов соответствует степени окисления металла.
Соляная кислота является слабым окислителем, поэтому металлы с переменной валентностью окисляются ей до низших положительных степеней окисления:
Fe 0 → Fe 2+
Co 0 → Co 2+
Ni 0 → Ni 2+
Cr 0 → Cr 2+
Mn 0 → Mn 2+ и др .
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 ↑
2│ Al 0 – 3 e - → Al 3+ - окисление
3│2 H + + 2 e - → H 2 – восстановление
Соляная кислота пассивирует свинец ( Pb ). Пассивация свинца обусловлена образованием на его поверхности трудно растворимого в воде хлорида свинца ( II ), который защищает металл от дальнейшего воздействия кислоты:
Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2 ↑
Серная кислота ( H 2 SO 4 )
В промышленности получают серную кислоту очень высокой концентрации (до 98%). Следует учитывать различие окислительных свойств разбавленного раствора и концентрированной серной кислоты по отношению к металлам.
Разбавленная серная кислота
В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют:
Образующиеся ионы Н + выполняют функцию окислителя.
Как и соляная кислота, разбавленный раствор серной кислоты взаимодействует только с металлами активными и средней активности (расположенными в ряду активности до водорода).
Химическая реакция протекает по схеме:
1│2Al 0 – 6e - → 2Al 3+ - окисление
Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления:
Mn 0 → Mn 2+ и др .
Свинец ( Pb ) не растворяется в серной кислоте (если ее концентрация ниже 80%) , так как образующаяся соль PbSO 4 нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку.
Концентрированная серная кислота
В концентрированном растворе серной кислоты (выше 68%) большинство молекул находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому функцию окислителя выполняет сера, находящаяся в высшей степени окисления ( S +6 ). Концентрированная H 2 SO 4 окисляет все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше потенциала окислителя – сульфат-иона SO 4 2- (0,36 В). В связи с этим, с концентрированной серной кислотой реагируют и некоторые малоактивные металлы.
Процесс взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой в большинстве случаев протекает по схеме:
Me + H 2 SO 4 (конц.) соль + вода + продукт восстановления H 2 SO 4
Продуктами восстановления серной кислоты могут быть следующие соединения серы:
Практика показала, что при взаимодействии металла с концентрированной серной кислотой выделяется смесь продуктов восстановления, состоящая из H 2 S , S и SO 2. Однако, один из этих продуктов образуется в преобладающем количестве. Природа основного продукта определяется активностью металла: чем выше активность, тем глубже процесс восстановления серы в серной кислоте.
Взаимодействие металлов различной активности с концентрированной серной кислотой можно представить схемой:
Алюминий ( Al ) и железо ( Fe ) не реагируют с холодной концентрированной H 2 SO 4 , покрываясь плотными оксидными пленками, однако при нагревании реакция протекает.
Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt не реагируют с серной кислотой.
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, поэтому при взаимодействии с ней металлов, обладающих переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления, чем в случае с разбавленным раствором кислоты:
Fe 0 → Fe 3+ ,
Cr 0 → Cr 3+ ,
Mn 0 → Mn 4+ ,
Sn 0 → Sn 4+
Свинец ( Pb ) окисляется до двухвалентного состояния с образованием растворимого гидросульфата свинца Pb ( HSO 4 )2 .
Урок 24. Выделение водорода в реакциях кислот с металлами
В уроке 24 «Выделение водорода в реакциях кислот с металлами» из курса «Химия для чайников» познакомимся с рядом активности металлов, а также больше узнаем о кислотах в химических реакциях.
Характерное химическое свойство кислот — выделение из них водорода в реакциях с некоторыми металлами. Атомы металлов замещают атомы водорода в молекулах кислот, в результате чего водород выделяется в виде газа. В пробирку с хлороводородной кислотой опустим кусочек цинка. На поверхности металла образуются, а затем выделяются из раствора пузырьки газа. Соберем этот газ в пробирку и поднесем ее к пламени спиртовки (рис. 100). Мы услышим хлопок. Это свидетельствует о наличии в пробирке водорода.
Каплю образовавшегося раствора поместим на стеклянную пластинку и подогреем ее в пламени спиртовки. После испарения воды на пластинке остается вещество белого цвета. Опытным путем можно установить, что состав этого вещества выражается формулой ZnCl2.
Теперь мы можем записать уравнение реакции цинка с кислотой:
На рисунке 101 дана схема этой реакции. Из уравнения и поясняющей его схемы видим, что атомы цинка замещают атомы водорода в кислоте. В результате из простого вещества цинка и сложного вещества хлороводородной кислоты образуются два новых: сложное вещество ZnCl2 и простое вещество водород Н2.
Так же протекают реакции алюминия, железа, других металлов и с раствором серной кислоты:
Эти химические реакции подтверждают, что кислоты являются сложными веществами, состоящими из атомов водорода,
способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков.
Вытеснительный ряд металлов
При проведении опыта вы убедились, что алюминий энергично вытесняет водород из раствора хлороводородной кислоты. С железом реакция вытеснения водорода протекает менее энергично, а с медью вовсе не идет.
По интенсивности вытеснения водорода из кислот металлы можно разместить в ряд:
Его называют рядом активности или вытеснительным рядом металлов.
Чем левее расположен металл в вытеснительном ряду до водорода (Н2), тем активнее он вытесняет водород из кислот. Металлы, стоящие в ряду правее водорода, из кислот водород не вытесняют.
Зная расположение металлов в вытеснительном ряду, заранее можно предсказать:
- Будут ли реагировать металлы с кислотами с выделением водорода;
- Насколько активно будут протекать эти реакции.
Для получения водорода из кислот в лаборатории или школьном кабинете химии необходимо брать металлы, которые в вытеснительном ряду стоят до водорода. Но не каждый металл подходит для этих целей. Активные металлы натрий и калий реагируют с кислотами со взрывом, а реакции кислот с оловом и свинцом протекают медленно. Наиболее подходящими металлами для практического получения водорода являются цинк и алюминий. Как вы убедились, при проведении реакций этих металлов с раствором хлороводородной кислоты они протекают спокойно и достаточно быстро.
Краткие выводы урока:
- Кислоты — сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков.
- Металлы, стоящие в вытеснительном ряду до водорода, вытесняют его из кислот.
- В лаборатории водород получают в реакции металлов с кислотами.
Надеюсь урок 24 «Выделение водорода в реакциях кислот с металлами» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.
Химические свойства металлов
Металлы занимают в Периодической таблице левый нижний угол. Металлы относятся к семействам s-элементов, d-элементов, f-элементов и частично – р-элементов.
Самым типичным свойством металлов является их способность отдавать электроны и переходить в положительно заряженные ионы. Причём металлы могут проявлять только положительную степень окисления.
1. Взаимодействие металлов с неметаллами.
а) Взаимодействие металлов с водородом.
С водородом непосредственно реагируют щелочные и щелочноземельные металлы, образуя гидриды.
Например:
Образуются нестехиометрические соединения с ионной кристаллической структурой.
б) Взаимодействие металлов с кислородом.
Все металлы за исключением Au, Ag, Pt окисляются кислородом воздуха.
Пример:
в) Взаимодействие металлов с галогенами.
Все металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов.
Пример:
В основном это ионные соединения: MeHaln
г) Взаимодействие металлов с азотом.
С азотом взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы.
д) Взаимодействие металлов с углеродом.
Соединения металлов и углерода – карбиды. Они образуются при взаимодействии расплавов с углеродом. Активные металлы образуют с углеродом стехиометрические соединения:
Металлы – d-элементы образуют соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей.
2. Взаимодействие металлов с водой.
С водой реагируют металлы, имеющие более отрицательный потенциал, чем окислительно-восстановительный потенциал воды.
Активные металлы более активно реагируют с водой, разлагая воду с выделением водорода.
Менее активные металлы медленно разлагают воду и процесс тормозится из-за образования нерастворимых веществ.
3. Взаимодействие металлов с растворами солей.
Такая реакция возможна, если реагирующий металл активнее, чем находящийся в соли:
Металл, обладающий более отрицательным или менее положительным стандартным электродным потенциалом, вытесняет другой металл из раствора его соли.
4. Взаимодействие металлов с растворами щелочей.
Со щелочами могут взаимодействовать металлы, дающие амфотерные гидрооксиды или обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей. При взаимодействии металлов с растворами щелочей, окислителем является вода.
1 Zn 0 + 4OH – – 2e = [Zn(OH)4] 2– окисление
Zn 0 – восстановитель
1 2H2O + 2e = H2 + 2OH – восстановление
Металлы, обладающие высокими степенями окисления, могут взаимодействовать со щелочами при сплавлении:
5. Взаимодействие металлов с кислотами.
Это сложные реакции, продукты взаимодействия зависят от активности металла, от вида и концентрации кислоты и от температуры.
По активности металлы условно делятся на активные, средней активности и малоактивные.
Кислоты условно делятся на 2 группы:
I группа – кислоты, обладающие невысокой окислительной способностью: HCl, HI, HBr, H2SO4(разб.), H3PO4, H2S, окислитель здесь H + . При взаимодействии с металлами выделяется кислород (H2↑). С кислотами первой группы реагируют металлы, обладающие отрицательным электродным потенциалом.
II группа – кислоты, обладающие высокой окислительной способностью: H2SO4(конц.), HNO3(разб.), HNO3(конц.). В этих кислотах окислителями являются анионы кислоты: . Продукты восстановления аниона могут быть самыми разнообразными и зависят от активности металла.
H2S↑ – c активными металлами
H2SO4 +6е S 0 ↓ – с металлами средней активности
SO2↑ – c малоактивными металлами
HNO3 +4,5e N2O, N2 – с металлами средней активности
NO – c малоактивными металлами
HNO3(конц.) – NO2↑ – c металлами любой активности.
Если металлы обладают переменной валентностью, то с кислотами I группы металлы приобретают низшую положительную степень окисления: Fe → Fe 2+ , Cr → Cr 2+ . При взаимодействии с кислотами II группы – степень окисления +3: Fe → Fe 3+ , Cr → Cr 3+ , при этом никогда не выделяется водород.
Некоторые металлы (Fe, Cr, Al, Ti, Ni и др.) в растворах сильных кислот, окисляясь, покрываются плотной оксидной плёнкой, которая защищает металл от дальнейшего растворения (пассивация), но при нагревании оксидная плёнка растворяется, и реакция идёт.
Малорастворимые металлы, обладающие положительным электродным потенциалом, могут растворяться в кислотах I группы, в присутствии сильных окислителей.
Серная кислота
Серная кислота - сильная двухосновная кислота, при н.у. маслянистая жидкость без цвета и запаха.
Обладает выраженным дегидратационным (водоотнимающим) действием. При попадании на кожу или слизистые оболочки приводит к тяжелым ожогам.
Замечу, что существует олеум - раствор SO3 в безводной серной кислоте, дымящее жидкое или твердое вещество. Олеум применяется при изготовлении красителей, органическом синтезе и в производстве серной кислот.
Получение
Известны несколько способов получения серной кислоты. Применяется промышленный (контактный) способ, основанный на сжигании пирита, окислении образовавшегося SO2 до SO3 и последующим взаимодействием с водой.
Нитрозный способ получения основан на взаимодействии сернистого газа с диоксидом азота IV в присутствии воды. Он состоит из нескольких этапов:
В окислительной башне смешивают оксиды азота (II) и (IV) с воздухом:
Смесь газов подается в башни, орошаемые 75-ной% серной кислотой, здесь смесь оксидов азота поглощается с образованием нитрозилсерной кислоты:
В ходе гидролиза нитрозилсерной кислоты получают азотистую кислоту и серную:
В упрощенном виде нитрозный способ можно записать так:
Химические свойства
В водном растворе диссоциирует ступенчато.
Сильная кислота. Реагирует с основными оксидами, основаниями, образуя соли - сульфаты.
KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O (гидросульфат калия, соотношение 1:1 - кислая соль)
2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O (сульфат калия, соотношение 2:1 - средняя соль)
С солями реакция идет, если в результате выпадает осадок, образуется газ или слабый электролит (вода). Серная кислота, как и многие другие кислоты, способна растворять осадки.
Серная кислота окисляет неметаллы - серу и углерод - соответственно до угольной кислоты (нестойкой) и сернистого газа.
Реакции разбавленной серной кислоты с металлами не составляют никаких трудностей: она реагирует как самая обычная кислота, например HCl. Все металлы, стоящие до водорода, вытесняют из серной кислоты водород, а стоящие после - не реагируют с ней.
Подчеркну, что реакции разбавленной серной кислоты с железом и хромом не сопровождаются переходом этих элементов в максимальную степень окисления. Они окисляются до +2.
Cu + H2SO4(разб.) ⇸ (реакция не идет, медь не может вытеснить водород из кислоты)
Концентрированная серная кислота ведет себя совершенно по-иному. Водород никогда не выделяется, вместо него с активными металлами выделяется H2S, с металлами средней активности - S, с малоактивными металлами - SO2.
Холодная концентрированная серная кислота пассивирует Al, Cr, Fe, Ni, Be, Co. При нагревании или амальгамировании данных металлов реакция идет.
Обратите особое внимание, что при реакции железа, хрома с концентрированной серной кислотой достигается степень окисления +3. В подобных реакциях с разбавленной серной кислотой (написаны выше) достигается степень окисления +2.
Иногда в тексте задания даны подсказки. Например, если написано, что выделился газ с неприятным запахом тухлых яиц - речь идет об H2S, если же написано, что выделилось простое вещество - речь о сере (S).
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Читайте также: