RAPORTUL METALELOR LA ACIZI
Cel mai adesea în practica chimică se folosesc acizi puternici, cum ar fi acidul sulfuric. H2S04, HCI clorhidric și azot HNO3 . În continuare, luăm în considerare relația diferitelor metale cu acizii enumerați.
Acid clorhidric ( acid clorhidric)
Acidul clorhidric este denumirea tehnică pentru acidul clorhidric. Se obține prin dizolvarea gazului clorhidric în apă - acid clorhidric . Datorită solubilității sale scăzute în apă, concentrația de acid clorhidric în condiții normale nu depășește 38%. Prin urmare, indiferent de concentrația de acid clorhidric, procesul de disociere a moleculelor sale într-o soluție apoasă decurge activ:
HCl H + + Cl -
Ioni de hidrogen s-au format în acest proces H+ actioneaza ca un agent oxidant, oxidant metale situate în seria de activitate la stânga hidrogenului . Interacțiunea se desfășoară după următoarea schemă:
Pe mine + acid clorhidricsare +H 2
În acest caz, sarea este o clorură de metal ( NiCl2, CaCI2, AlCI3 ), în care numărul de ioni de clorură corespunde stării de oxidare a metalului.
Acidul clorhidric este un agent oxidant slab, astfel încât metalele cu valență variabilă sunt oxidate la cele mai scăzute stări pozitive de oxidare:
Fe 0 → Fe 2+
Co 0 → Co2+
Ni 0 → Ni 2+
Cr 0 →Cr 2+
Mn 0 → Mn 2+ Și etc. .
Exemplu:
2Al + 6 HCI → 2AlCl3 + 3H2
2│ Al 0 – 3 e- → Al 3+ - oxidare
3│2 H + + 2 e- → H 2 - recuperare
Acidul clorhidric pasivează plumbul ( Pb ). Pasivarea plumbului este cauzată de formarea de clorură de plumb, care este greu de dizolvat în apă, la suprafața sa ( II ), care protejează metalul de expunerea ulterioară la acid:
Pb + 2 HCI → PbCl 2 ↓ + H2
Acid sulfuric (H 2 ASA DE 4 )
Industria produce acid sulfuric cu o concentrație foarte mare (până la 98%). Trebuie luată în considerare diferența dintre proprietățile de oxidare ale unei soluții diluate și ale acidului sulfuric concentrat în raport cu metalele.
Acid sulfuric diluat
Într-o soluție apoasă diluată de acid sulfuric, majoritatea moleculelor sale se disociază:
H2SO4H++ + HSO4-
HSO 4 - H + + SO 4 2-
Ioni produși H+ îndeplini o funcție agent oxidant .
Ca și acidul clorhidric, diluat soluția de acid sulfuric reacţionează numai cu metale active Și activitate medie (situat în seria de activitate până la hidrogen).
Reacția chimică se desfășoară după următoarea schemă:
Meh+H2SO4(razb .) → sare+H2
Exemplu:
2 Al + 3 H 2 SO 4 (dil.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2
1│2Al 0 – 6 e- → 2Al 3+ - oxidare
3│2 H + + 2 e- → H 2 - recuperare
Metalele cu valență variabilă se oxidează cu o soluție diluată de acid sulfuric la cele mai scăzute stări pozitive de oxidare:
Fe 0 → Fe 2+
Co 0 → Co2+
Ni 0 → Ni 2+
Cr 0 → Cr 2+
Mn 0 → Mn 2+ Și etc. .
Conduce ( Pb ) nu se dizolvă în acid sulfuric (dacă concentrația sa este sub 80%) , din moment ce sarea rezultată PbSO4 insolubil și creează o peliculă protectoare pe suprafața metalului.
Acid sulfuric concentrat
Într-o soluție concentrată de acid sulfuric (peste 68%), majoritatea moleculelor sunt în nedisociat stare, deci sulful actioneaza ca un agent oxidant , care se află în cea mai mare stare de oxidare ( S+6 ). Concentrat H2SO4 oxidează toate metalele al căror potențial standard al electrodului este mai mic decât potențialul agentului de oxidare - ion sulfat SO 4 2- (0,36 V). În acest sens, cu concentrat reacţionează cu acidul sulfuric şi unele metale slab reactive .
Procesul de interacțiune a metalelor cu acid sulfuric concentrat se desfășoară în cele mai multe cazuri conform următoarei scheme:
Pe mine + H 2 ASA DE4 (conc.)sare + apă + produs de reducere H 2 ASA DE 4
Produse de recuperare acidul sulfuric poate conține următorii compuși ai sulfului:
Practica a arătat că atunci când un metal reacţionează cu acid sulfuric concentrat, se eliberează un amestec de produşi de reducere, constând din H2S, S și SO2. Cu toate acestea, unul dintre aceste produse se formează în cantități predominante. Este determinată natura produsului principal activitate metalică : cu cât activitatea este mai mare, cu atât procesul de reducere a sulfului în acid sulfuric este mai profund.
Interacțiunea metalelor cu activitate variabilă cu acidul sulfuric concentrat poate fi reprezentată prin următoarea diagramă:
Aluminiu (Al ) Și fier ( Fe ) nu reactioneaza cu rece concentrat H2SO4 , devenind acoperită cu pelicule dense de oxid, dar când este încălzită, reacția continuă.
Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt nu reactioneaza cu acidul sulfuric.
Concentrat acidul sulfuric este agent oxidant puternic , prin urmare, atunci când metalele cu valență variabilă interacționează cu acesta, acestea din urmă sunt oxidate la stări de oxidare superioare decât în cazul unei soluții acide diluate:
Fe 0→ Fe 3+,
Cr 0→ Cr3+,
Mn 0→Mn 4+,
Sn 0→ Sn 4+
Conduce ( Pb ) se oxidează la divalent stare cu formarea de hidrogen sulfat de plumb solubilPb ( HSO 4 ) 2 .
Exemple:
Activ metal
8 A1 + 15 H2SO4 (conc.) →4A1 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S
4│2 Al 0 – 6 e- → 2 Al 3+ - oxidare
3│ S 6+ + 8 e → S 2- - recuperare
Metal cu activitate medie
2 Cr + 4 H 2 SO 4 (conc.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - oxidare
1│ S 6+ + 6 e → S 0 - recuperare
Metal slab activ
2Bi + 6H2SO4 (conc.) → Bi 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O + 3SO 2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – oxidare
3│ S 6+ + 2 e → S 4+ - recuperare
Acid azotic ( HNO 3 )
Particularitatea acidului azotic este că azotul inclus în compoziție NUMARUL 3 - are cea mai mare stare de oxidare de +5 și, prin urmare, are proprietăți oxidante puternice. Valoarea maximă a potențialului electrodului pentru ionul de azotat este de 0,96 V, prin urmare acidul azotic este un agent oxidant mai puternic decât acidul sulfuric. Rolul unui agent oxidant în reacțiile metalelor cu acidul azotic îl joacă N5+ . Prin urmare, hidrogen H 2 nu iese niciodată în evidență când metalele interacționează cu acidul azotic ( indiferent de concentrare ). Procesul decurge conform următoarei scheme:
Pe mine + HNO 3 sare + apă + produs de reducere HNO 3
Produse de recuperare HNO 3 :
De obicei, atunci când acidul azotic reacționează cu un metal, se formează un amestec de produse de reducere, dar, de regulă, unul dintre ei este predominant. Ce produs va fi principalul depinde de concentrația acidului și de activitatea metalului.
Acid azotic concentrat
O soluție acidă cu o densitate deρ > 1,25 kg/m 3, ceea ce corespunde
concentrații > 40%. Indiferent de activitatea metalului, reacția de interacțiune cu HNO3 (conc.) se derulează după următoarea schemă:
Pe mine + HNO 3 (conc.)→ sare + apa + NU 2
Metalele nobile nu reacţionează cu acidul azotic concentrat (Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt ), și un număr de metale (Al , Ti , Cr , Fe , Co , Ni ) la temperatura scazuta pasivată cu acid azotic concentrat. Reacția este posibilă cu creșterea temperaturii; se desfășoară conform schemei prezentate mai sus.
Exemple
Metal activ
Al + 6 HNO 3 (conc.) → Al (NO 3 ) 3 + 3 H 2 O + 3 NO 2
1│ Al 0 – 3 e → Al 3+ - oxidare
3│ N 5+ + e → N 4+ - recuperare
Metal cu activitate medie
Fe + 6 HNO 3(conc.) → Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O + 3NO
1│ Fe 0 – 3e → Fe 3+ - oxidare
3│ N 5+ + e → N 4+ - recuperare
Metal slab activ
Ag + 2HNO3 (conc.) → AgNO3 + H2O + NO2
1│ Ag 0 – e → Ag + - oxidare
1│ N 5+ + e → N 4+ - recuperare
Acid azotic diluat
Produs de recuperare acid azotic într-o soluție diluată depinde de activitate metalică implicate in reactie:
Exemple:
Metal activ
8 Al + 30 HNO 3(dil.) → 8Al(NO3)3 + 9H2O + 3NH4NO3
8│ Al 0 – 3e → Al 3+ - oxidare
3│ N 5+ + 8 e → N 3- - recuperare
Amoniacul eliberat în timpul reducerii acidului azotic reacţionează imediat cu excesul de acid azotic, formând o sare - azotat de amoniu NH4NO3:
NH3 + HNO3 → NH4NO3.
Metal cu activitate medie
10Cr + 36HNO 3(dil.) → 10Cr(NO3)3 + 18H2O + 3N2
10│ Cr 0 – 3 e → Cr 3+ - oxidare
3│ 2 N 5+ + 10 e → N 2 0 - recuperare
Cu exceptia azot molecular ( N 2 ) când metalele cu activitate intermediară interacționează cu acidul azotic diluat, ele se formează în cantități egale Oxid de azot ( I) – N 2 O . În ecuația reacției trebuie să scrieți una dintre aceste substante .
Metal slab activ
3Ag + 4HNO 3(dil.) → 3AgNO 3 + 2H 2O + NO
3│ Ag 0 – e → Ag + - oxidare
1│ N 5+ + 3 e → N 2+ - recuperare
"Acva regia"
„Vodca regală” (anterior acizii erau numiti vodka) este un amestec de un volum de acid azotic și trei până la patru volume de acid clorhidric concentrat, care are o activitate oxidantă foarte mare. Un astfel de amestec este capabil să dizolve unele metale slab active care nu reacţionează cu acidul azotic. Printre ei se numără „regele metalelor” - aurul. Acest efect al „vodcii regia” se explică prin faptul că acidul azotic oxidează acidul clorhidric, eliberând clor liber și formând cloroxid de azot ( III ), sau clorură de nitrozil - NOCl:
HNO3 + 3 HCI → CI2 + 2 H2O + NOCl
2 NOCl → 2 NO + Cl 2
Clorul în momentul eliberării este format din atomi. Clorul atomic este un agent oxidant puternic, care permite „vodcăi regia” să afecteze chiar și cele mai inerte „metale nobile”.
Reacțiile de oxidare ale aurului și platinei se desfășoară conform următoarelor ecuații:
Au + HNO3 + 4 HCl → H + NO + 2H2O
3Pt + 4HNO3 + 18HCl → 3H2 + 4NO + 8H2O
Pentru Ru, Os, Rh și Ir „Acva regia” nu funcționează.
E.A. Nudnova, M.V. Andriuhova
Fiecare persoană a studiat acizii la lecțiile de chimie. Unul dintre ele se numește acid sulfuric și este denumit HSO4. Articolul nostru vă va spune despre proprietățile acidului sulfuric.
Proprietățile fizice ale acidului sulfuric
Acidul sulfuric pur sau monohidratul este un lichid uleios incolor care se solidifică într-o masă cristalină la o temperatură de +10°C. Acidul sulfuric destinat reacțiilor conține 95% H 2 SO 4 și are o densitate de 1,84 g/cm 3. 1 litru de astfel de acid cântărește 2 kg. Acidul se intareste la o temperatura de -20°C. Căldura de fuziune este de 10,5 kJ/mol la o temperatură de 10,37°C.
Proprietățile acidului sulfuric concentrat sunt variate. De exemplu, atunci când acest acid este dizolvat în apă, o cantitate mare de căldură (19 kcal/mol) va fi eliberată din cauza formării hidraților. Acești hidrați pot fi izolați din soluție la temperaturi scăzute sub formă solidă.
Acidul sulfuric este unul dintre cele mai de bază produse din industria chimică. Este destinat producerii de îngrășăminte minerale (sulfat de amoniu, superfosfat), diverse săruri și acizi, detergenți și medicamente, fibre artificiale, coloranți, explozivi. Acidul sulfuric este folosit și în metalurgie (de exemplu, descompunerea minereurilor de uraniu), pentru purificarea produselor petroliere, pentru uscarea gazelor etc.
Proprietățile chimice ale acidului sulfuric
Proprietățile chimice ale acidului sulfuric sunt:
- Interacțiunea cu metalele:
- acidul diluat dizolvă numai acele metale care sunt la stânga hidrogenului în seria de tensiune, de exemplu H 2 +1 SO 4 + Zn 0 = H 2 O + Zn + 2 SO 4;
- Proprietățile oxidante ale acidului sulfuric sunt mari. Când interacționează cu diferite metale (cu excepția Pt, Au), acesta poate fi redus la H 2 S -2, S +4 O 2 sau S 0, de exemplu:
- 2H2+6S04 + 2Ag0 = S +4O2 + Ag2+1S04 + 2H20;
- 5H2+6S04+8Na0 = H2S-2 + 4Na2+1S04 + 4H20;
- Acidul concentrat H 2 S +6 O 4 reacționează de asemenea (când este încălzit) cu unele nemetale, transformându-se în compuși ai sulfului cu o stare de oxidare mai scăzută, de exemplu:
- 2H2S +6O4 + C0 = 2S +4O2 + C +4O2 + 2H2O;
- 2H2S +6O4 + S0 = 3S +4O2 + 2H2O;
- 5H2S +6O4 + 2P0 = 2H3P +5O4 + 5S +4O2 + 2H2O;
- Cu oxizi bazici:
- H2S04 + CuO = CuS04 + H20;
- Cu hidroxizi:
- Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H20;
- 2NaOH + H2S04 = Na2S04 + 2H20;
- Interacțiunea cu sărurile în timpul reacțiilor metabolice:
- H2S04 + BaCI2 = 2HCI + BaS04;
Formarea BaS04 (un precipitat alb insolubil în acizi) este utilizată pentru a determina acest acid și sulfații solubili.
Monohidratul este un solvent ionizant de natură acidă. Este foarte bine să dizolvați sulfații multor metale în ea, de exemplu:
- 2H2S04 + HNO3 = NO2 + + H3O + + 2HS04-;
- HCI04 + H2S04 = Cl04- + H3S04 +.
Acidul concentrat este un agent oxidant destul de puternic, mai ales atunci când este încălzit, de exemplu 2H 2 SO 4 + Cu = SO 2 + CuSO 4 + H 2 O.
Acţionând ca un agent de oxidare, acidul sulfuric este de obicei redus la SO2. Dar poate fi redus la S și chiar la H 2 S, de exemplu H 2 S + H 2 SO 4 = SO 2 + 2H 2 O + S.
Monohidratul este aproape incapabil să conducă curentul electric. În schimb, soluțiile apoase de acid sunt buni conductori. Acidul sulfuric absoarbe puternic umezeala, de aceea este folosit pentru a usca diferite gaze. Ca desicant, acidul sulfuric acționează atâta timp cât presiunea vaporilor de apă deasupra soluției sale este mai mică decât presiunea sa în gazul care este uscat.
Dacă fierbeți o soluție diluată de acid sulfuric, atunci apa va fi îndepărtată din ea, iar punctul de fierbere va crește la 337 ° C, de exemplu, atunci când încep să distileze acid sulfuric la o concentrație de 98,3%. Dimpotrivă, din soluții mai concentrate, excesul de anhidridă sulfurică se evaporă. Aburul acidului care fierbe la o temperatură de 337°C se descompune parțial în SO3 și H20, care vor fi combinați din nou la răcire. Punctul de fierbere ridicat al acestui acid este potrivit pentru utilizarea sa la separarea acizilor foarte volatili din sărurile lor atunci când sunt încălzite.
Precauții la lucrul cu acid
Când manipulați acidul sulfuric, trebuie să fiți extrem de atenți. Când acest acid ajunge pe piele, pielea devine albă, apoi apare maroniu și roșeață. Țesuturile din jur se umflă. Dacă acest acid ajunge pe orice parte a corpului, trebuie spălat rapid cu apă, iar zona arsă trebuie lubrifiată cu o soluție de sifon.
Acum știți că acidul sulfuric, ale cărui proprietăți au fost bine studiate, este pur și simplu de neînlocuit pentru o varietate de producție și extracție minerală.
Acidul sulfuric diluat și concentrat sunt produse chimice atât de importante încât sunt produse în lume mai multe decât orice altă substanță. Bogăția economică a unei țări poate fi evaluată după volumul de acid sulfuric pe care îl produce.
Proces de disociere
Acidul sulfuric este utilizat sub formă de soluții apoase de concentrații diferite. Acesta suferă o reacție de disociere în două etape, producând ioni H+ în soluție.
H2S04 = H + + HSO4-;
HS04- = H + + SO4-2.
Acidul sulfuric este puternic, iar prima etapă a disocierii sale are loc atât de intens încât aproape toate moleculele originale se dezintegrează în ioni de H + și ioni de HSO 4 -1 (sulfat de hidrogen) în soluție. Acestea din urmă se dezintegrează parțial în continuare, eliberând un alt ion H + și lăsând ionul sulfat (SO 4 -2) în soluție. Cu toate acestea, hidrogenul sulfat, fiind un acid slab, încă predomină în soluție peste H + și SO 4 -2. Disocierea sa completă are loc numai atunci când densitatea soluției de acid sulfuric se apropie, adică cu o diluție puternică.
Proprietățile acidului sulfuric
Este speciala in sensul ca poate actiona ca un acid obisnuit sau ca un oxidant puternic – in functie de temperatura si concentratia sa. O soluție rece, diluată de acid sulfuric reacționează cu metalele active pentru a produce o sare (sulfat) și a elibera hidrogen gazos. De exemplu, reacția dintre H2SO4 diluat la rece (presupunând disocierea sa completă în două etape) și metalul zinc arată astfel:
Zn + H2S04 = ZnS04 + H2.
Acidul sulfuric concentrat fierbinte, a cărui densitate este de aproximativ 1,8 g/cm3, poate acționa ca un agent oxidant, reacționând cu materiale care sunt de obicei inerte la acizi, cum ar fi cuprul metal. În timpul reacției, cuprul este oxidat, iar masa acidului scade, formând o soluție de (II) în apă și dioxid de sulf gazos (SO 2) în loc de hidrogen, ceea ce ar fi de așteptat când acidul reacţionează cu metalul.
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O.
Cum se exprimă în general concentrația soluțiilor?
De fapt, concentrația oricărei soluții poate fi exprimată în diferite moduri, dar cea mai utilizată este concentrația în greutate. Afișează numărul de grame dintr-o anumită masă sau volum al unei soluții sau solvent (de obicei 1000 g, 1000 cm 3, 100 cm 3 și 1 dm 3). În loc de masa unei substanțe în grame, puteți lua cantitatea acesteia exprimată în moli - apoi obțineți concentrația molară la 1000 g sau 1 dm 3 de soluție.
Dacă concentrația molară este determinată nu în raport cu cantitatea de soluție, ci numai cu solventul, atunci se numește molalitatea soluției. Se caracterizează prin independență față de temperatură.
Adesea, concentrația în greutate este indicată în grame la 100 g de solvent. Înmulțind acest indicator cu 100%, se obține procentual în greutate (concentrație procentuală). Această metodă este cea mai des utilizată atunci când se aplică soluțiilor de acid sulfuric.
Fiecare valoare a concentrației unei soluții, determinată la o temperatură dată, corespunde densității sale foarte specifice (de exemplu, densitatea unei soluții de acid sulfuric). Prin urmare, uneori o soluție este caracterizată de ea. De exemplu, o soluție de H2S04, caracterizată printr-o concentrație procentuală de 95,72%, are o densitate de 1,835 g/cm3 la t = 20 °C. Cum se determină concentrația unei astfel de soluții dacă este dată doar densitatea acidului sulfuric? Un tabel care oferă o astfel de corespondență este parte integrantă a oricărui manual de chimie generală sau analitică.
Exemplu de conversie a concentrației
Să încercăm să trecem de la un mod de exprimare a concentrației unei soluții la altul. Să presupunem că avem o soluție de H 2 SO 4 în apă cu o concentrație procentuală de 60%. În primul rând, determinăm densitatea corespunzătoare a acidului sulfuric. Mai jos este prezentat un tabel care conține concentrațiile procentuale (prima coloană) și densitățile corespunzătoare ale unei soluții apoase de H2S04 (a patra coloană).
Din aceasta determinăm valoarea dorită, care este egală cu 1,4987 g/cm 3 . Să calculăm acum molaritatea acestei soluții. Pentru a face acest lucru, este necesar să se determine masa de H 2 SO 4 într-un litru de soluție și numărul corespunzător de moli de acid.
Volumul ocupat de 100 g soluție inițială:
100 / 1,4987 = 66,7 ml.
Deoarece 66,7 mililitri dintr-o soluție 60% conțin 60 g de acid, 1 litru din acesta va conține:
(60 / 66,7) x 1000 = 899,55 g.
Greutatea molară a acidului sulfuric este 98. Prin urmare, numărul de moli conținute în 899,55 grame din acesta va fi egal cu:
899,55 / 98 = 9,18 mol.
Dependența densității de concentrație este prezentată în Fig. de mai jos.
Utilizarea acidului sulfuric
Este folosit în diverse industrii. În producția de fier și oțel, este folosit pentru a curăța suprafața metalului înainte de a fi acoperit cu o altă substanță și este implicat în crearea coloranților sintetici, precum și a altor tipuri de acizi, cum ar fi acizii clorhidric și azotic. De asemenea, este utilizat în producția de produse farmaceutice, îngrășăminte și explozivi și este, de asemenea, un reactiv important în îndepărtarea impurităților din petrol în industria de rafinare a petrolului.
Această substanță chimică este incredibil de utilă în utilizarea de zi cu zi și este ușor disponibilă ca soluție de acid sulfuric utilizată în bateriile plumb-acid (cum ar fi cele găsite în mașini). Un astfel de acid are de obicei o concentraţie de aproximativ 30% până la 35% H2S04 în greutate, restul fiind apă.
Pentru multe aplicații casnice, 30% H2SO4 va fi mai mult decât suficient pentru a vă satisface nevoile. Cu toate acestea, industria necesită o concentrație semnificativ mai mare de acid sulfuric. De obicei, în timpul procesului de producție, se dovedește mai întâi a fi destul de diluat și contaminat cu incluziuni organice. Acidul concentrat este produs în două etape: mai întâi este adus la 70%, iar apoi - în a doua etapă - este ridicat la 96-98%, care este limita pentru producția viabilă din punct de vedere economic.
Densitatea acidului sulfuric și gradele sale
Deși aproape 99% acid sulfuric poate fi obținut pentru scurt timp la fierbere, pierderea ulterioară de SO3 la punctul de fierbere duce la o scădere a concentrației la 98,3%. În general, soiul cu un indicator de 98% este mai stabil la depozitare.
Clasele comerciale de acid diferă în concentrația sa procentuală, iar pentru acestea sunt selectate acele valori la care temperaturile de cristalizare sunt minime. Acest lucru se face pentru a reduce precipitarea cristalelor de acid sulfuric în timpul transportului și depozitării. Principalele soiuri sunt:
- Turn (azot) - 75%. Densitatea acestui grad de acid sulfuric este de 1670 kg/m3. Îl primesc așa-zis. metoda nitrozei, în care gazul de prăjire care conține dioxid de sulf SO 2 obținut prin prăjirea materiilor prime primare este tratat în turnuri căptușite (de unde și denumirea soiului) cu nitroză (acesta este și H 2 SO 4, dar cu oxizi de azot dizolvați în aceasta). Ca urmare, se eliberează acizi și oxizi de azot, care nu sunt consumați în proces, ci sunt returnați în ciclul de producție.
- Contact - 92,5-98,0%. Densitatea acidului sulfuric 98% din acest grad este de 1836,5 kg/m 3 . De asemenea, se obține din gazul de prăjire care conține SO 2 , iar procesul implică oxidarea dioxidului la SO 3 anhidridă la contactul acestuia (de unde și denumirea soiului) cu mai multe straturi de catalizator solid de vanadiu.
- Oleum - 104,5%. Densitatea sa este de 1896,8 kg/m3. Aceasta este o soluție de SO3 în H2SO4, care conține 20% din prima componentă și exact 104,5% din acid.
- Procent mare de oleum - 114,6%. Densitatea sa este de 2002 kg/m3.
- Baterie - 92-94%.
Cum funcționează o baterie de mașină?
Funcționarea acestui unul dintre cele mai populare dispozitive electrice se bazează în întregime pe procese electrochimice care au loc în prezența unei soluții apoase de acid sulfuric.
O baterie de mașină conține un electrolit de acid sulfuric diluat, precum și electrozi pozitivi și negativi sub formă de mai multe plăci. Plăcile pozitive sunt realizate dintr-un material brun-roșcat numit dioxid de plumb (PbO 2), iar plăcile negative sunt făcute din plumb „spongios” cenușiu (Pb).
Deoarece electrozii sunt fabricați din plumb sau material care conține plumb, acest tip de baterie este adesea numit.Performanța sa, adică mărimea tensiunii de ieșire, este direct determinată de densitatea de curent a acidului sulfuric (kg/m3 sau g). /cm3) turnat în baterie.în baterie ca electrolit.
Ce se întâmplă cu electrolitul când bateria este descărcată?
Electrolitul unei baterii plumb-acid este o soluție de acid sulfuric al bateriei în apă distilată chimic pură, cu o concentrație procentuală de 30% când este complet încărcată. Acidul pur are o densitate de 1,835 g/cm3, electrolitul - aproximativ 1,300 g/cm3. Când o baterie este descărcată, în ea au loc reacții electrochimice, în urma cărora acidul sulfuric este îndepărtat din electrolit. Densitatea depinde aproape proporțional de concentrația soluției, deci ar trebui să scadă din cauza scăderii concentrației de electrolit.
Atâta timp cât curentul de descărcare trece prin baterie, acidul din apropierea electrozilor săi este utilizat în mod activ, iar electrolitul devine din ce în ce mai diluat. Difuzia acidului din volumul întregului electrolit și către plăcile electrozilor menține o intensitate aproximativ constantă a reacțiilor chimice și, în consecință, a tensiunii de ieșire.
La începutul procesului de descărcare, difuzia acidului din electrolit în plăci are loc rapid deoarece sulfatul format nu a înfundat încă porii din materialul activ al electrozilor. Pe măsură ce sulfatul începe să se formeze și să umple porii electrozilor, difuzia are loc mai lent.
Teoretic, descărcarea poate fi continuată până când tot acidul este epuizat și electrolitul este format din apă pură. Cu toate acestea, experiența arată că descărcările nu ar trebui să continue după ce densitatea electrolitului a scăzut la 1,150 g/cm3.
Când densitatea scade de la 1.300 la 1.150, aceasta înseamnă că s-a format atât de mult sulfat în timpul reacțiilor încât umple toți porii din materialele active de pe plăci, adică aproape tot acidul sulfuric a fost deja îndepărtat din soluție. Densitatea depinde proporțional de concentrație și, în același mod, încărcarea bateriei depinde de densitate. În fig. Dependența încărcării bateriei de densitatea electroliților este prezentată mai jos.
Modificarea densității electrolitului este cel mai bun mijloc de a determina starea de descărcare a unei baterii, cu condiția ca aceasta să fie utilizată corespunzător.
Gradele de descărcare a bateriei unei mașini în funcție de densitatea electrolitului
Densitatea sa trebuie măsurată la fiecare două săptămâni și o înregistrare continuă a citirilor trebuie păstrată pentru referințe ulterioare.
Cu cât electrolitul este mai dens, cu atât conține mai mult acid și bateria este mai încărcată. O densitate de 1.300-1.280 g/cm3 indică o încărcare completă. De regulă, următoarele grade de descărcare a bateriei se disting în funcție de densitatea electrolitului:
- 1.300-1.280 - complet încărcat:
- 1.280-1.200 - mai mult de jumătate descărcate;
- 1.200-1.150 - mai puțin de jumătate încărcat;
- 1.150 - aproape externat.
O baterie complet încărcată are o tensiune de 2,5 până la 2,7 V per celulă înainte de a o conecta la circuitul vehiculului. Odată ce o sarcină este conectată, tensiunea scade rapid la aproximativ 2,1 V în trei sau patru minute. Acest lucru se datorează formării unui strat subțire de sulfat de plumb pe suprafața plăcilor cu electrozi negativi și între stratul de peroxid de plumb și metalul plăcilor pozitive. Tensiunea finală a celulei după conectarea la rețeaua vehiculului este de aproximativ 2,15-2,18 volți.
Când curentul începe să circule prin baterie în prima oră de funcționare, tensiunea scade la 2 V, ceea ce se explică printr-o creștere a rezistenței interne a celulelor datorită formării mai multor sulfat, care umple porii plăcilor. și retragerea acidului din electrolit. Cu puțin timp înainte ca electrolitul să înceapă să curgă, acesta este maxim și egal cu 1.300 g/cm 3 . La început, rarefacția sa are loc rapid, dar apoi se stabilește o stare echilibrată între densitatea acidului din apropierea plăcilor și în volumul principal al electrolitului; selecția acidului de către electrozi este susținută de furnizarea de noi părți ale acid din partea principală a electrolitului. În același timp, densitatea medie a electrolitului continuă să scadă constant în funcție de dependența prezentată în Fig. superior. După scăderea inițială, tensiunea scade mai lent, rata de scădere depinzând de sarcina pe baterie. Graficul de timp al procesului de descărcare este prezentat în Fig. de mai jos.
Monitorizarea stării electrolitului din baterie
Un hidrometru este folosit pentru a determina densitatea. Este alcătuit dintr-un tub mic de sticlă sigilat cu o prelungire la capătul inferior umplut cu împușcătură sau mercur și o scară gradată la capătul superior. Această scară este etichetată de la 1.100 la 1.300 cu diferite valori între ele, așa cum se arată în Fig. de mai jos. Dacă acest hidrometru este plasat într-un electrolit, se va scufunda la o anumită adâncime. În același timp, va deplasa un anumit volum de electrolit, iar când se ajunge la o poziție de echilibru, greutatea volumului deplasat va fi pur și simplu egală cu greutatea hidrometrului. Deoarece densitatea electrolitului este egală cu raportul dintre greutatea acestuia și volumul, iar greutatea hidrometrului este cunoscută, fiecare nivel al imersiei sale în soluție corespunde unei anumite densități.
Unele hidrometre nu au o scară cu valori de densitate, dar sunt marcate cu inscripțiile: „Încărcat”, „Descărcare pe jumătate”, „Descărcare completă” sau altele asemenea.
Acidul sulfuric este cel mai important produs al industriei chimice. Formula acidului sulfuric este H2SO4. Lichid uleios incolor, mai greu decât apa. Când este amestecat cu apă, se formează hidrați și are loc o încălzire puternică, așa că este strict interzisă turnarea apei în acid sulfuric concentrat. Acidul sulfuric trebuie turnat în apă într-un flux subțire cu agitare constantă.
Acidul sulfuric elimină apa din materia organică, carbonizând-o. În industrie, capacitatea acidului sulfuric concentrat de a lega apa este folosită pentru a usca gazele.
Acidul sulfuric este un electrolit puternic și se disociază complet într-o soluție apoasă. Colorează roșu indicatorii turnesol și metil portocaliu.
Strict vorbind, un ion de hidrogen este separat (disociarea în a doua etapă este foarte mică):
H2S04 = H + + HSO4-
Metalele situate în seria de tensiuni la stânga hidrogenului înlocuiesc hidrogenul din soluțiile de acid sulfuric:
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 (se formează o sare - sulfat de zinc)
Agentul de oxidare în această reacție este hidrogenul acidului:
Zn0 + H2 +1 SO4 = Zn +2SO4 + H20
Când este încălzit, acidul sulfuric concentrat reacționează și cu metalele din dreapta hidrogenului, cu excepția aurului și a platinei. Agentul de oxidare va fi sulful. În reacția cu cuprul se reduce la oxid de sulf (IV):
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O (se eliberează gaz incolor)
indicând stările de oxidare:
Cu 0 + 2H 2 S + 6 O 4 = Cu + 2 SO 4 + S + 4 O 2 + 2H 2 O
La o concentrație apropiată de 100%, acidul sulfuric pasivează fierul și reacția nu are loc.
Cu oxizi metalici, reacția continuă cu formarea de sare și apă:
MgO + H2S04 = MgS04 + H20
în formă ionică (nu descompunem oxizii în ioni!):
MgO + 2H + + SO 4 2− = Mg 2+ + SO 4 2− + H 2 O
MgO + 2H + = Mg2+ + H2O
Acidul sulfuric reacționează cu bazele pentru a forma sare și apă:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
sub formă ionică:
2Na + + 2OH − + 2H + + SO 4 2− = 2Na + + SO 4 2− + 2H 2 O
OH - + H + = H2O
O reacție calitativă la ionul sulfat este interacțiunea cu sărurile de bariu - un precipitat cristalin alb de sulfat de bariu, insolubil în acid azotic, precipită:
H2S04 + BaCl2 = BaS04↓ + 2HCI
2H + + SO 4 2− + Ba 2+ + 2Cl − = BaSO 4 ↓ + 2H + + 2Cl −
SO 4 2− + Ba 2+ = BaSO 4 ↓
Acidul sulfuric este folosit pentru a produce mulți acizi, deoarece îi înlocuiește din săruri. În laborator, așa se poate obține acid clorhidric (prin încălzire, urmată de dizolvarea acidului clorhidric eliberat în apă), etc.:
2NaCI + H2S04 = Na2S04 + 2HCI
ecuație ionică prescurtată:
Cl− + H+ = HCl
Acidul sulfuric este utilizat în industrie pentru curățarea produselor petroliere, a suprafețelor metalice înainte de acoperire, purificarea (rafinarea) cuprului, în producția de îngrășăminte, glucoză etc.
2. Recepția și colectarea dioxidului de carbon. Dovada prezenței acestui gaz în vas
Dioxidul de carbon este produs în laborator prin adăugare
- acid clorhidric în cretă:
CaC03 + 2HCI = CaCI2 + H2O + CO2 - acid clorhidric sau sulfuric la sodă:
Na2CO3 + 2HCI = 2NaCI + H2O + CO2
Închidem eprubeta unde are loc reacția cu un dop cu tub de evacuare a gazului. Coborâm tubul în balon (dioxidul de carbon este mai greu decât aerul), este indicat să acoperim gâtul cu o bucată de vată.
Demonstrăm prezența dioxidului de carbon turnând o soluție limpede de apă de var în balon și scuturând-o. Apa de var devine tulbure din cauza formării de carbonat de calciu insolubil:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O
Proprietăți fizice.Acidul sulfuric pur 100% (monohidrat) este un lichid uleios incolor care se solidifică într-o masă cristalină la +10 °C. Acidul sulfuric reactiv are de obicei o densitate de 1,84 g/cm3 și conține aproximativ 95% H2SO4. Se întărește doar sub -20 °C.
Punctul de topire al monohidratului este de 10,37 °C cu o căldură de fuziune de 10,5 kJ/mol. În condiții normale, este un lichid foarte vâscos cu o constantă dielectrică foarte mare (e = 100 la 25 °C). Disocierea electrolitică intrinsecă minoră a monohidratului are loc în paralel în două direcții: [H 3 SO 4 + ]·[НSO 4 - ] = 2·10 -4 și [H 3 O + ]·[НS 2 О 7 - ] = 4 ·10 - 5 . Compoziția sa ionică moleculară poate fi caracterizată aproximativ prin următoarele date (în%):
|
Când se adaugă chiar și cantități mici de apă, disocierea devine predominantă conform următoarei scheme:
H2O + H2S04<==>H3O++ + HSO4-
Proprietăți chimice.
H2SO4 este un acid dibazic puternic.
H2SO4<-->H + + H SO 4 -<-->2H + + SO 4 2-
Primul pas (pentru concentrații medii) duce la o disociere de 100%:
K 2 = ( ) / = 1,2 10 -2
1) Interacțiunea cu metalele:
A) acidul sulfuric diluat dizolvă numai metalele din seria de tensiune din stânga hidrogenului:
Zn 0 + H 2 + 1 SO 4 (diluat) --> Zn + 2 SO 4 + H 2 O
b) H2+6S04 concentrat este un agent oxidant puternic; atunci când interacționează cu metale (cu excepția Au, Pt) poate fi redus la S +4 O 2, S 0 sau H 2 S -2 (Fe, Al, Cr, de asemenea, nu reacţionează fără încălzire - sunt pasivați):
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) H2S +6O4 concentrat reactioneaza când este încălzit cu unele nemetale datorită proprietăților sale puternice de oxidare, transformându-se în compuși cu sulf cu o stare de oxidare inferioară (de exemplu, S +4 O 2):
C 0 + 2H 2 S +6 O 4 (conc) --> C +4 O 2 + 2S +4 O 2 + 2H 2 O
S 0 + 2H 2 S + 6 O 4 (conc) --> 3S + 4 O 2 + 2H 2 O
2P 0 + 5H 2 S +6 O 4 (conc) --> 5S +4 O 2 + 2H 3 P +5 O 4 + 2H 2 O
3) cu oxizi bazici:
CuO + H2S04 --> CuSO4 + H2O
CuO + 2H + --> Cu2+ + H2O
4) cu hidroxizi:
H2S04 + 2NaOH --> Na2S04 + 2H2O
H++ OH - --> H2O
H2S04 + Cu(OH)2 --> CuS04 + 2H2O
2H + + Cu(OH)2 --> Cu2+ + 2H2O
5) reacții de schimb cu săruri:
BaCI2 + H2S04 --> BaS04 + 2HCI
Ba2+ + SO42- --> BaSO4
Formarea unui precipitat alb de BaSO 4 (insolubil în acizi) este utilizată pentru a identifica acidul sulfuric și sulfații solubili.
Monohidratul (acid sulfuric pur, 100%) este un solvent ionizant de natură acidă. Sulfații multor metale se dizolvă bine în ea (transformându-se în bisulfați), în timp ce sărurile altor acizi se dizolvă, de regulă, numai dacă pot fi solvolizate (transformându-se în bisulfați). Acidul azotic se comportă în monohidrat ca o bază slabă
HNO3 + 2H2SO4<==>H 3 O + + NO 2 + + 2 HSO 4 -
percloric - ca un acid foarte slab
H 2 SO 4 + HClO 4 = H 3 SO 4 + + ClO 4 -
Acizii fluorosulfonici și clorosulfonici se dovedesc a fi acizi puțin mai puternici (HSO 3 F > HSO 3 Cl > HClO 4). Monohidratul dizolvă bine multe substanțe organice care conțin atomi cu perechi de electroni singuri (capabile să atașeze un proton). Unele dintre ele pot fi apoi izolate înapoi neschimbate prin simpla diluare a soluției cu apă. Monohidratul are o constantă crioscopică ridicată (6,12°) și este uneori folosit ca mediu pentru determinarea greutăților moleculare.
H2SO4 concentrat este un agent oxidant destul de puternic, mai ales atunci când este încălzit (de obicei este redus la SO2). De exemplu, oxidează HI și parțial HBr (dar nu HCl) pentru a elibera halogeni. Multe metale sunt, de asemenea, oxidate de acesta - Cu, Hg etc. (în timp ce aurul și platina sunt stabile în raport cu H 2 SO 4). Deci interacțiunea cu cuprul urmează ecuația:
Cu + 2 H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + H 2 O
Acţionând ca un agent de oxidare, acidul sulfuric este de obicei redus la SO2. Cu toate acestea, cu cei mai puternici agenți reducători poate fi redus la S și chiar H 2 S. Acidul sulfuric concentrat reacționează cu hidrogenul sulfurat conform ecuației:
H2S04 + H2S = 2H2O + SO2 + S
Trebuie remarcat faptul că este, de asemenea, redus parțial cu hidrogenul gazos și, prin urmare, nu poate fi folosit pentru uscare.
Orez. 13. Conductivitatea electrică a soluțiilor de acid sulfuric.
Dizolvarea acidului sulfuric concentrat în apă este însoțită de o eliberare semnificativă de căldură (și de o scădere ușoară a volumului total al sistemului). Monohidratul aproape nu conduce curentul electric. Dimpotrivă, soluțiile apoase de acid sulfuric sunt buni conductori. După cum se poate observa în Fig. 13, aproximativ 30% acid are conductivitate electrică maximă. Minimul curbei corespunde hidratului cu compoziţia H 2 SO 4 · H 2 O.
Degajarea de căldură la dizolvarea monohidratului în apă este (în funcție de concentrația finală a soluției) de până la 84 kJ/mol H 2 SO 4. Dimpotrivă, amestecând acid sulfuric 66%, prerăcit la 0 °C, cu zăpadă (1:1 în greutate), se poate realiza o scădere a temperaturii până la -37 °C.
Modificarea densității soluțiilor apoase de H2SO4 cu concentrația sa (% în greutate) este prezentată mai jos:
|
|
După cum se poate observa din aceste date, determinarea prin densitate a concentrației de acid sulfuric peste 90 wt. % devine foarte inexact.
Presiunea vaporilor de apă peste soluțiile de H2SO4 de diferite concentrații la diferite temperaturi este prezentată în Fig. 15. Acidul sulfuric poate acționa ca un desicant numai atâta timp cât presiunea vaporilor de apă deasupra soluției sale este mai mică decât presiunea sa parțială în gazul care se usucă.
Orez. 15. Presiunea vaporilor de apă.
Orez. 16. Puncte de fierbere peste soluții de H 2 SO 4. soluţii de H2SO4.
Când se fierbe o soluție diluată de acid sulfuric, apa este distilată din ea, iar punctul de fierbere crește până la 337 ° C, când 98,3% de H 2 SO 4 începe să se distileze (Fig. 16). Dimpotrivă, excesul de anhidridă sulfurică se evaporă din soluții mai concentrate. Vaporii acidului sulfuric care fierb la 337 °C sunt parțial disociați în H2O și SO3, care se recombină la răcire. Punctul de fierbere ridicat al acidului sulfuric îi permite să fie utilizat pentru a separa acizii foarte volatili de sărurile lor atunci când este încălzit (de exemplu, HCl de NaCl).
Chitanță.
Monohidratul poate fi obținut prin cristalizarea acidului sulfuric concentrat la -10 °C.
Producerea acidului sulfuric.
etapa 1. Cuptor pentru arderea piritelor.
4FeS 2 + 11O 2 --> 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q
Procesul este eterogen:
1) pirita de fier de măcinat (pirită)
2) metoda „pat fluidizat”.
3) 800°C; îndepărtarea excesului de căldură
4) creșterea concentrației de oxigen în aer
a 2-a etapă.După curățare, uscare și schimb de căldură, dioxidul de sulf pătrunde în aparatul de contact, unde este oxidat în anhidridă sulfurică (450°C - 500°C; catalizator V 2 O 5):
2SO2 + O2<-->2SO 3
a 3-a etapă. Turn de absorbție:
nSO 3 + H 2 SO 4 (conc) --> (H 2 SO 4 nSO 3) (oleum)
Apa nu poate fi folosită din cauza formării de ceață. Se folosesc duze ceramice și principiul în contracurent.
Aplicație.
Tine minte! Acidul sulfuric trebuie turnat în apă în porții mici și nu invers. În caz contrar, poate apărea o reacție chimică violentă, ducând la arsuri grave.
Acidul sulfuric este unul dintre produsele principale ale industriei chimice. Este utilizat pentru producerea de îngrășăminte minerale (superfosfat, sulfat de amoniu), diferiți acizi și săruri, medicamente și detergenți, coloranți, fibre artificiale și explozivi. Este folosit în metalurgie (descompunerea minereurilor, de exemplu uraniu), pentru purificarea produselor petroliere, ca desicant etc.
Practic este important ca acidul sulfuric foarte puternic (peste 75%) să nu aibă efect asupra fierului. Acest lucru îi permite să fie depozitat și transportat în rezervoare de oțel. Dimpotrivă, H 2 SO 4 diluat dizolvă ușor fierul cu eliberarea de hidrogen. Proprietățile oxidante nu sunt deloc caracteristice acestuia.
Acidul sulfuric puternic absoarbe umiditatea și, prin urmare, este adesea folosit pentru a usca gazele. Îndepărtează apa din multe substanțe organice care conțin hidrogen și oxigen, care este adesea folosit în tehnologie. Acest lucru (precum și proprietățile oxidante ale H 2 SO 4 puternic) sunt asociate cu efectul său distructiv asupra țesuturilor vegetale și animale. Dacă acidul sulfuric ajunge accidental pe piele sau pe rochie în timpul lucrului, ar trebui să îl spălați imediat cu multă apă, apoi să umeziți zona afectată cu o soluție de amoniac diluată și să clătiți din nou cu apă.
Molecule de acid sulfuric pur.
Fig.1. Schema legăturilor de hidrogen într-un cristal de H2SO4.
Moleculele care formează cristalul monohidrat (HO) 2 SO 2 sunt conectate între ele prin legături de hidrogen destul de puternice (25 kJ/mol), așa cum se arată schematic în Fig. 1. Molecula (HO) 2 SO 2 în sine are structura unui tetraedru distorsionat cu un atom de sulf în apropierea centrului și se caracterizează prin următorii parametri: (d(S-OH) = 154 pm, PHO-S-OH = 104°, d(S=O) = 143 pm, POSO = 119°. În ionul HOSO 3 -, d(S-OH) = 161 și d(SO) = 145 pm și când se trece la SO 4 2 - ion, tetraedrul capătă forma corectă și parametrii sunt aliniați.
Hidrații de cristal de acid sulfuric.
Mai mulți hidrați cristalini sunt cunoscuți pentru acidul sulfuric, a căror compoziție este prezentată în Fig. 14. Dintre acestea, cea mai săracă în apă este sarea de oxoniu: H 3 O + HSO 4 - . Deoarece sistemul în cauză este foarte predispus la suprarăcire, temperaturile reale de îngheț observate în el sunt mult mai mici decât temperaturile de topire.
Orez. 14. Puncte de topire în sistemul H2O·H2SO4.
