Укажите металл реагирующий с разбавленной серной кислотой

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.

Известны несколько способов получения серной кислоты. Применяется промышленный (контактный) способ, основанный на сжигании пирита, окислении образовавшегося SO2 до SO3 и последующим взаимодействием с водой.

• FeS2 + O2 → (t) Fe2O3 + SO2↑
• SO2 + O2 ⇄ (кат. — V2O5) SO3
• Нитрозный способ получения основан на взаимодействии сернистого газа с диоксидом азота IV в присутствии воды. Он состоит из нескольких этапов:
• Смесь газов подается в башни, орошаемые 75-ной% серной кислотой, здесь смесь оксидов азота поглощается с образованием нитрозилсерной кислоты:
• 2. NO + NO2 + 2H2SO4 = 2NO(HSO4) + H2O
• 3. NO(HSO4) + H2O = H2SO4 + HNO2
• NO2 + SO2 + H2O = H2SO4 + NO

• Кислотные свойства
1. В водном растворе диссоциирует ступенчато.
2. H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-
3. HSO4- ⇄ H+ + SO42-

Сильная кислота. Реагирует с основными оксидами, основаниями, образуя соли — сульфаты.

• MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
• KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O (гидросульфат калия, соотношение 1:1 — кислая соль)
• 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O (сульфат калия, соотношение 2:1 — средняя соль)



• Реакции с солями

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.

1. BaBr2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HBr
2. MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + CO2↑ + H2O
3. Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2↑ + H2O



• Реакция с неметаллами
• Серная кислота окисляет неметаллы — серу и углерод — соответственно до угольной кислоты (нестойкой) и сернистого газа.
• S + H2SO4 → SO2 + H2O
• C + H2SO4 → CO2 + SO2 + H2O
• Реакции с металлами

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.

1. Fe + H2SO4(разб.) → FeSO4 + H2↑
2. Zn + H2SO4(разб.) → ZnSO4 + H2↑
3. 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.



• Na + H2SO4(конц.) → Na2SO4 + H2S + H2O
• Zn + H2SO4(конц.) → ZnSO4 + S + H2O
• Cu + H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2 + H2O



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.

Fe + H2SO4(конц.) → (t) Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O

Cr + H2SO4(конц.) → (t) Cr2(SO4)3 + SO2 + H2O



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).

Взаимодействие металлов с кислотами

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 = 2А1С13 + ЗН2↑
Мg
+ Н2SO4 =
МgSu
+ Н2 SO4  →X(так
как Сu
стоит после Н2)            разб.

РЬ + Н2

SO4  →X(так
как РЬSO4
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.

Анионы
данных кислот содержат атомы серы и азота в высших степенях окисления

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.

• H2SO4
  + Zn = Zn SO4 + H2 ↑
• 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.
• 2H2SO4 + Zn = SO2↑
  +ZnSO4 + 2H2O

Медь — менее активный металл. При взаимодействии с
концентрированно серной кислотой восстанавливает ее до сернистого газа.

1. 2H2SO4
   конц. + Cu = SO2↑ + CuSO4 + 2H2O
2. В пробирках с концентрированной серной кислотой
   выделяется сернистый газа.
3. 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
+ 2Н2SO4
= СuSO4
+ SO2
+ 2Н2Og
+ 5Н2SO4
= 4МgSO4
+ Н2S
+ 4Н2O

Некоторые металлы (Fe.
АI, Сr)
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 Fе+Н2SO4=
FеSO4+Н2

  0     разб.   +3
Fе+Н2SO4=
Fе2(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2O
        
И.И.Новошинский
Н.С.Новошинская Химия

не забудь….) поделиться с друзьями

Окислительные свойства серной кислоты | Дистанционные уроки

ОВР в статье специально выделены цветом. Обратите на них особое внимание. Эти уравнения могут попасться в ЕГЭ.

• Разбавленная серная ведет себя, как и остальные кислоты, окислительные свои возможности прячет:
• Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑
• Автор статьи — Саид Лутфуллин

И еще, что надо помнить про разбавленную серную кислоту: она не реагирует со свинцом. Кусок свинца, брошенный в разбавленную H2SO4 покрывается слоем нерастворимого (см. таблицу растворимости) сульфата свинца и реакция моментально прекращается.

Pb + H2SO4 ≠

Концентрированная серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, не летучая, не имеет вкуса и запаха

За счет серы в  степени окисления +6(высшей) серная кислота приобретает сильные окислительные свойства.

Правило для задания 24 (по-старому А24) при приготовлении растворов серной кислоты никогда нельзя в нее  лить воду.  Концентрированую серную кислоту нужно тонкой струйкой вливать в воду, постоянно помешивая.

 Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами

Эти реакции строго стандартизированны и идут по схеме:

H2SO4(конц.) + металл → сульфат металла + H2O + продукт восстановленной серы.

Есть два нюанса:

1) Алюминий, железо и хром с H2SO4 (конц) в нормальных условиях не реагируют, из-за пассивации. Нужно нагреть.

2) С платиной и золотом H2SO4 (конц)  не реагирует вообще.

Сера в концентрированной серной кислоте – окислитель

• значит, сама будет восстанавливаться;
• то, до какой степени окисления будет восстанавливаться сера, зависит от металла.

Рассмотрим диаграмму степеней окисления серы:

• До -2 серу могут восстановить только очень активные металлы — в ряду напряжений до алюминия включительно.

1. Реакции будут идти вот так:
2. 8Li + 5H2SO4(конц.) → 4Li2SO4 + 4H2O + H2S↑
3. 4Mg + 5H2SO4(конц.) → 4MgSO4 + 4H2O + H2S↑
4. 8Al + 15H2SO4(конц.) (t)→ 4Al2(SO4)3 + 12H2O + 3H2S↑

• при взаимодействии H2SO4 (конц) с  металлами в ряду напряжений после алюминия, но до железа, то есть с металлами со средней активностью сера восстанавливается до :

• 3Mn + 4H2SO4(конц.) → 3MnSO4 + 4H2O + S↓
• 2Cr + 4H2SO4(конц.) (t)→ Cr2(SO4)3 + 4H2O + S↓
• 3Zn + 4H2SO4(конц.) → 3ZnSO4 + 4H2O + S↓

• все остальные металлы, начиная с железа в ряду напряжений (включая те, что после водорода, кроме золота и платины, конечно), могут восстановить серу только до +4. Так как это малоактивные металлы:

1. 2Fe + 6H2SO4(конц.) (t)→ Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2↑
2. (обратите внимание, что железо окисляется до +3, до максимально возможной, высшей степени окисления, так как оно имеет дело с сильным окислителем)
3. Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + 2H2O + SO2↑
4. 2Ag + 2H2SO4(конц.) → Ag2SO4 + 2H2O + SO2↑
5. 

Конечно, все относительно. Глубина восстановления будет зависеть от многих факторов: концентрации кислоты (90%, 80%, 60%), температуры и т.д. Поэтому совсем уж точно предсказать продукты нельзя.

Приведенная выше таблица тоже имеет свой процент приблизительности, но пользоваться ей можно.

Еще необходимо помнить, что в ЕГЭ, когда продукт восстановленной серы не указан, и металл не отличается особой активностью, то, скорее всего, составители имеют в виду SO2. Нужно смотреть по ситуации и искать зацепки в условиях.

SO2 – это вообще частый продукт ОВР с участием конц. серной кислоты.

• H2SO4 (конц) окисляет некоторые неметаллы (которые проявляют восстановительные свойства), как правило, до максимальной — высшей степени окисления (образуется оксид этого неметалла). Сера при этом тоже восстанавливается до SO2:
• C + 2H2SO4(конц.) → CO2↑ + 2H2O + 2SO2↑
• 2P + 5H2SO4(конц.) → P2O5 + 5H2O + 5SO2↑
• Свежеобразованный оксид фосфора (V) реагирует с водой, получается ортофосфорная кислота. Поэтому реакцию записывают сразу:
• 2P + 5H2SO4(конц) → 2H3PO4 + 2H2O + 5SO2↑
• То же самое с бором, он превращается в ортоборную кислоту:
• 2B + 3H2SO4(конц) → 2H3BO3 + 3SO2↑

Очень интересны взаимодействие серы со степенью окисления +6 (в серной кислоте) с «другой» серой (находящейся в другом соединении). В рамках ЕГЭ рассматривается взаимодействиеH2SO4 (конц)  с серой (простым веществом) и сероводородом.

Начнем с взаимодействия серы (простого вещества) с концентрированной серной кислотой. В простом веществе степень окисления 0, в кислоте +6. В этой ОВР сера +6 будет окислять серу 0. Посмотрим на диаграмму степеней окисления серы:

2. Сера 0 будет окисляться,  а сера +6 будет восстанавливаться, то есть понижать степень окисления.  Будет выделяться сернистый газ:
3. 2H2SO4(конц.) + S → 3SO2↑ + 2H2O
4. Но в случае с сероводородом:
6.  Образуется и сера (простое вещество), и сернистый газ:
7. H2SO4(конц.) + H2S → S↓ + SO2↑ + 2H2O

Этот принцип часто может помочь в определении продукта ОВР, где окислитель и восстановитель – один и тот же элемент, в разных степенях окисления. Окислитель и восстановитель «идут навстречу друг другу» по диаграмме степеней окисления.

• H2SO4 (конц) , так или иначе, взаимодействует с галогенидами. Только вот тут надо понимать, что фтор и хлор – «сами с усами» и с фторидами и хлоридами ОВР не протекает, проходит обычный ионно-обменный процесс, в ходе которого образуется газообразный галогеноводород:
• CaCl2 + H2SO4(конц.) → CaSO4 + 2HCl↑
• CaF2 + H2SO4(конц.) → CaSO4 + 2HF↑

А вот галогены в составе бромидов и иодидов (как и в составе соответствующих галогеноводородов) окисляются ей до свободных галогенов. Только вот сера восстанавливается по-разному: иодид является более cильным восстановителем, чем бромид. Поэтому иодид восстанавливает серу до сероводорода, а бромид до сернистого газа:

1. 2H2SO4(конц.) + 2NaBr → Na2SO4 + 2H2O + SO2↑ + Br2
2. H2SO4(конц.) + 2HBr → 2H2O + SO2↑ + Br2
3. 5H2SO4(конц.) + 8NaI → 4Na2SO4 + 4H2O + H2S↑ + 4I2↓
4. H2SO4(конц.) + 8HI → 4H2O + H2S↑ + 4I2↓
5. Хлороводород и фтороводород (как и их соли) устойчивы к окисляющему действию H2SO4 (конц).

И наконец, последнее: для концентрированной серной кислоты это уникально, больше никто так не может. Она обладает водоотнимающим свойством.

Это позволяет использовать концентрированную серную кислоту самым разным образом:

Во-первых, осушение веществ. Концентрированная серная кислота забирает воду от вещества и оно «становится сухим».

• Во-вторых, катализатор в реакциях, в которых отщепляется вода (например, дегидратация и этерификация):
• H3C–COOH + HO–CH3 (H2SO4(конц.))→ H3C–C(O)–O–CH3 + H2O
• H3C–CH2–OH (H2SO4(конц.))→ H2C=CH2 + H2O

Обсуждение: «Окислительные свойства серной кислоты»

(Правила комментирования)

Взаимодействие серной кислоты с металлами и неметаллами » ГДЗ онлайн

Серная кислота относится к категории тяжёлых маслянистых жидкостей, так как её плотность составляет 1.84 г/см3.

Она хорошо растворяется в воде, гигроскопична, а также характеризуется водоотнимающими свойствами (способна обуглить сахар, бумагу и даже дерево). Эта двухосновная жидкость отличается высокой теплотой гидратации.

Перед использованием химического вещества нужно изучить взаимодействие серной кислоты с металлами и неметаллами.

Общее описание

Серная кислота является токсичным реагентом, который отличается специфичностью применения и высоким показателем опасности для живого организма. Эта жидкость характеризуется как сильный окислитель. Температура плавления H2SO4 составляет +10 °C. Закипает кислота при +296 °C.

В результате выделяется вода и оксид серы SO3. Так как эта жидкость способна поглощать пары воды, её часто используют для осушения газов.

Добывают серу промышленным путём, используя для этого диоксид серы SO2, который можно получить только в результате горения серы либо серного колчедана.

Под воздействием низких температур H2SO4 пассивирует некоторые металлы, например алюминий, железо, хром, никель, титан. Благодаря этому транспортировать кислоту можно в герметичных железных цистернах.

Добыть H2SO4 можно двумя способами:

• Нитрозным (концентрация 75%). Происходит окисление диоксида серы с помощью диоксида азота при взаимодействии воды. Формула выглядит так: SO2 + NO2 + H2O → H2SO4 + NO.
• Контактным (концентрация находится в пределах 94%). В промышленных условиях происходит окисление диоксида серы до трехокиси серы с последующим гидролизом. Пример формулы: 2SO2 + O2 → 2SO3; SO3 + H2O → H2SO4.

Присутствующий в кислоте раствор SO3 называется олеумом, который также используют для получения H2SO4. Реакция на металлы и неметаллы всегда отличается. При использовании двухосновной маслянистой жидкости образуется 2 вида солей: средние — сульфаты (барий, кальций), кислые — гидросульфаты (натрий, калий).

Этапы производства

Изготовление кислоты является довольно интересным и познавательным процессом. Изначально серный колчедан (измельчённый влажный пирит) засыпают в специальную печь для обжига. В нижней части оборудования пускают воздух, который специально обогащают кислородом. Постепенно из печи начинает выходить газ, в состав которого входят: SO2, O2, микроскопические частицы огарка (оксида железа) и пары воды (использовался влажный пирит). С помощью электрофильтра и циклона газ очищают от примесей твёрдых частиц. Сушильная башня удаляет все пары воды.

Окисление полученного серного газа происходит благодаря катализатору V2O5 в контактном аппарате. Такой подход позволяет ускорить химическую реакцию.

Процесс окисления одного оксида в другой на практике является обратным. Специалисты стараются создать оптимальные условия, чтобы добиться протекания прямой реакции — повышенное давление и температура от +500 °C.

Всё это позволяет получить необходимую экзотермическую реакцию.

В специальной башне поглощается оксид серы концентрированной кислоты. Приём с водой не используют, так как оксид серы легко растворяется с выделением большого количества теплоты, из-за чего жидкость закипает и превращается в пар. Избежать сернокислотного тумана помогает H2SO4 в концентрации 98%. Оксид серы хорошо растворяется и образует олеум: H2SO4*nSO3.

Использование H2SO4 в разбавленном виде

Серная кислота имеет одну особенность — она может отнимать воду, из-за чего её часто используют как надёжное гигроскопическое средство во многих химических реакциях.

С помощью этой жидкости можно получать органические вещества, провести осушку, а также снизить вероятность поглощения воды конкретными элементами.

Для решения всех этих задач в лабораторных условиях используются специальные герметические ёмкости, которые называются эксикаторами.

Востребованность H2SO4 никогда не уменьшается, так как она имеет широкую сферу применения. Концентрированная жидкость может обугливать органические вещества (например, древесину), а также вызывать сильные ожоги кожного покрова.

Если для проведения химических экспериментов нужно использовать кислоту, тогда должны быть соблюдены все правила безопасности.

Если капля разбавленной жидкости H2SO4 попала на кожу либо одежду, то по мере испарения воды она постепенно будет увеличивать свою концентрацию.

Разбавленная кислота может вступать в реакцию замещения, что спровоцировано окислением катионов. По этой причине на все активные металлы, которые находятся до водорода в ряду напряжений, H2SO4 реагирует как обычная кислота. Постепенно происходит вытеснение водорода.

Этот эффект подробно объясняют на уроках химии в 8 классе. С разбавленной серной кислотой не взаимодействуют благородные металлы (например, золото, платина) и те элементы, которые стоят после водорода в ряду напряжения.

Другими окислительными свойствами разбавленная маслянистая жидкость H2SO4 не обладает.

Лабораторные исследования подтвердили, что кислота реагирует на основные оксиды и основания, из-за чего образуется сразу 2 ряда солей: кислые — гидросульфаты, средние — сульфаты.

К качественным реакциям на H2SO4 можно отнести взаимодействие с солями бария, в результате чего образуется белый осадок, который не растворяется в воде и кислой среде.

Эту химическую реакцию можно изобразить с помощью формулы: H2SO4 + BaCl 2 = BaSO 4↓ + 2HCl.

Свойства концентрированной кислоты

В концентрированном виде жидкость H2SO4 способна максимально проявить свои окислительные свойства. Это вызвано тем, что в молекулах кислоты находятся атомы серы в высшей степени окисления (+6).

В концентрированном виде H2SO4 взаимодействует с металлами, которые находятся в электрохимическом ряду напряжения (правее водорода). Речь касается серебра, ртути и меди. В результате химической реакции образуется вода, сульфаты и продукты восстановления серы.

Степень восстановления кислоты зависит от металлов. Например:

• До свободной серы возможно восстановление в том случае, если речь касается металлов, которые расположены в ряду напряжений от алюминия до железа.
• Калий, натрий, литий. Активные металлы восстанавливают H2SO4 до сероводорода.
• Металлы с меньшей активностью позволяют образовать сернистый газ.

В концентрированном виде H2SO4 не вступает в реакцию с платиной и золотом, так как эти металлы обладают небольшой активностью. Если речь касается хрома, алюминия и железа, тогда понадобится нагревание. В противном случае реакция не произойдёт, что связано с пассивированием этих металлов (на поверхности образуется тонкая защитная плёнка).

Продукт восстановления кислоты всецело зависит от концентрации H2SO4 и активности используемого металла. Каждая химическая реакция должна быть рассмотрена индивидуально.

Алюминий, хром и железо могут растворяться в концентрированной кислоте, но при условии сильного нагревания. В результате образуется соль металла и продукты восстановления серной кислоты.

Формулы выглядят следующим образом:

• 2Cr + 6H2SO4 = Cr2 (SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O.
• 8Al + 15H2SO4 = 4AL2 (SO4)3 + 3H2S↑ + 12H2O.
• 2Fe + 6H2SO4 = FE (SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O.

Совершенно другую реакцию можно наблюдать в том случае, если нужно проверить взаимодействие кислоты с металлами. Происходит выделение SO2 и окисление неметаллов до высшей степени. Например:

• S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O.
• C + 2H2SO4 = CO2↑ + 2SO2↑ + 2H2O.
• H2SO4 + H2S = SO2↑ + S↓ + 2H2O.
• 2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O.

В разбавленном виде кислота ничем не отличается от других похожих жидкостей. В категорию исключений входит только то, что H2SO4 не вступает в реакцию со свинцом, так как образовавшийся сульфат свинца невозможно растворить.

Токсичность и сферы применения

Серная кислота и олеум относятся к категории наиболее едких веществ. Они могут обжечь кожу, слизистые оболочки и дыхательные пути. Из-за неаккуратного обращения с агрессивной жидкостью не исключено возникновение химического ожога.

Вдыхание паров этих веществ может спровоцировать кашель, затруднённое дыхание, бронхит. В атмосфере может образовываться аэрозоль из-за ядовитого дыма металлургических и химических производств. В такой ситуации могут выпадать кислотные дожди.

При правильном применении H2SO4 может пригодиться в следующих случаях:

• Серийное производство минеральных удобрений.
• Изготовление электролита для свинцовых аккумуляторов.
• Производство химических волокон, взрывчатых и дымообразующих веществ, а также красителей.
• Получение солей и минеральных кислот.
• Изготовление пищевой добавки (эмульгатора) Е513.
• Использование в металлообрабатывающей, нефтяной, кожевенной, текстильной промышленности.
• Гидратация (например, этанол из этилена).
• Дегидратация (получение сложных и диэтиловых эфиров).
• Алкилирование. H2SO4 позволяет получить полиэтилен гликоль, изооктан, капролактам.
• Восстановление смол в очистительных фильтрах на участке производства дистиллированной воды.

Во всём мире в год используется до 160 тонн кислоты. Больше всего эту жидкость применяют в производстве минеральных удобрений. По этой причине сернокислотные заводы стараются возводить вместе с предприятиями, которые будут заниматься изготовлением удобрений.

Не менее востребованными являются соли серной кислоты. Мирабилит (Nа2SO4•10Н2O) был получен немецким химиком И. Глаубером, который экспериментировал с тем, как действует H2SO4 на хлорид натрия. В медицинской практике это средство используется в качестве слабительного.

Спрос также получил железный купорос (FeSO4*7H2O), который ранее применяли для лечения диагностированной чесотки.

Но в настоящее время этот химический компонент используется только для борьбы с сельскохозяйственными вредителями. Применение большой концентрации железного купороса чревато гибелью обработанной культуры.

Медный купорос (CuSO4*5H2O) получил большой спрос в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.

Взаимодействие металлов с серной кислотой

Взаимодействие серной кислоты с металлами проходит различно в зависимости от её концентрации. Разбавленная серная кислота окисляет своим ионом водорода. Из-за этого она взаимодействует только с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода, например:

• Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.
• Но свинец не растворяется в разбавленной кислоте, поскольку образующаяся соль PbSO4 нерастворима.
• При взаимодействии с малоактивными металлами, например, с медью, кислота восстанавливается до SO2:
• Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O.
• При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как SO2, так и свободная сера и сероводород. Так, при взаимодействии с цинком могут протекать реакции:
• Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
• 3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O
• 4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.
• Получение серной кислоты и сероводорода в промышленности.
• Стадии производства серной кислоты:
• 1. Обжиг сульфидов:
• 4FeS2 + 11O2 (t)= 2Fe2O3 + 8SO2
• 2. Каталитическое окисление SO2 (контактный мет од):
• 2SO2 + O2 (V2O5, t) → 2SO3
• Или окисление диоксидом азота (нитрозный метод):
• SO2 + NO2 → SO3 + NO↑.
• 3. Поглощение SO3
• SO3 + H2O → H2SO4
• В промышленности сероводород получают как побочный продукт при очистке нефти, природного и промышленного газов.
• Взаимодействие неметаллов с концентрированными серной и азотной кислотами.

Концентрированные серная и азотная кислоты являются сильными окислителями. В азотной кислоте окислителем служит азот в степени окисления +5, в серной кислоте – сера в степени окисления +6.

1. Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO2:
2. S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2(газ) + 2H2O
3. 3P+5HNO3(конц)+2H2O -> 3H3PO4+5NO(газ)
4. Концентрированная серная кислота очень активно взаимодействует с неметаллами.
5. Реакцию растворения углерода в горячей концентрированной серной кислоте можно представить уравнением
6. С + 2 Н2SO4(конц) = СО2 + 2 SO2 + 2 Н2О
7. При окислении серы горячей концентрированной серной кислотой в качестве продукта окисления и продукта восстановления образуется диоксид серы:
8. S + 2 Н2SO4(конц) = 3 SO2 + 2 Н2О
9. Концентрированная серная кислота окисляет бромид — и иодид-ионы до свободных брома и иода:
10. 2 КВг + 2 Н2SO4(конц) = К2SО4 + SO2 + Вr2 + 2Н2О
11. 2 КI + 2 Н2SО4(конц) = К2SO4 + SO2 + I2 + 2 Н2О
12. Концентрированная серная кислота не может окислить хлорид-ионы до свободного хлора, что дает возможность получать НСl по реакции двойного обмена:
13. NаСl + Н2SO4(конц.) = NаНSO4 + НСl
14. Получение водорода в промышленности.
15. промышленное получение водорода
16. C + H2O=(t) CO + H2
17. CH4 + H2O=(t,кат) CO + 3H2
18. 2CH4 + O2 =(t,кат) 2CO + 4H2
19. 2H2O=(эл.ток) 2H2 + O2
20. Общая характеристика и химические свойства галогенов.
21. Получение хлора, брома и хлората калия в промышленности.
22. Водородные соединения галогенов: получение и свойства.

Ассоциация молекул фтороводорода. Дифторид калия.

• Окислительное действие хлора и брома в щелочной среде.
• Оксиды хлора и иода: получение и свойства.
• Сопоставление кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислородсодержащих кислот галогенов.
• Получение и гидролиз галогенангидридов.

. общая хар-ка: в природе галогены встр в виде соед с металлами. хлориды, бромиды и йодиды в больших кол-вах присут в воде морей и океанов. при комн температуре F2 и Cl2 – газы, Br2 – жидкость , I2 – кристал вещ-во

химич св-ва: вален возм атомов: у фтора – 1, у осталь – 1,3,5,7. степ окис: у фтора только минус 1, у осталь минус 1, +1, +3, +5, +7. в случае брма хлора и йода возможны другие степ ок

фтор- самый реакционноспособный элем. т. к. у него самая высокая электроотрицательность, маленький размер атома, отсут d-орбитали. при комн темпер фтор реагирует со всеми простыми вещ-ми, кроме O2, N2, He, Ne и Ar. в атмосфере фтора воспламеняется большинство порошкообразных металлов и немет, например

1.  Ag + F2 = AgF2 ; 2Fe + F2 = 2FeF3 ; P4 + 10F2 = 4PF5
2. легко реаг фтор со слож вещ-ми, простым и кварцевым стеклом: SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
3. если осталь галогены раств в воде и слабо взаимод с ней, то фтор энергично реагир с водой
4. 2F2 + H2O =OF2 + 2HF
5. 2F2 + 2H2O = 4HF + O2

врем хранение фтора и проведение р-ий осуществ в ёмкостях, изготов из монель-металла. на поверх изделий из этого сплава в атмосфере фтора обр прочная, химически инертная пленка фторидов.

• как уже отмечалось, осталь галогены раств в воде, их растворимость понижается в ряду Cl2-Br2-I2. в этом же ряду ослабевает взаимод Г2 с молекулами воды по ур-ю:
• Г2 (р-р) + H2O =(обратимо) H с плюсом + Г с минусом + HOГ
• константы равновесия этой р-ии при комн темпер для Cl2 – 10 в минус 4, для Br2 – 10 в минус 9, для I2 – 10 в минус 11
• при растворении Г2 в р-ах щелочей указанное равновесие смещается вправо:
• Г2 + 2NaOH = NaOГ + H2O
• в горячей воде мол-лы HOГ, получающиеся за счет взаимод Г2 с холод водой, диспропорционируют, и суммарный процесс описыв ур-е: 3Г2 + 3H2O=(t, обратимо) HГO3+5HГ
• 3Г2 + 6KOH =(t) KГO3 + 5KГ + 3H2O
• реакционная способность галогенов резко ослабев от фтора к йоду. в реаль практике несмотря на то, что термодинамически хлор более сильный окислитель, чем бром, химики предпоч испль именно бром в качестве окислителя, т к Br2 – жидк, а Cl2- газ при обыч усл
• получение хлора, брома и хлората калия в промышл:
• 2KCl + 2H2O =(эл.ток) 2KOH + H2 + Cl2
• 2NaBr + Cl2 = Br2 + 2KCl
• хлорат калия — Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O, затем 3KClO = KClO3 + 2KCl
• водородные соед галогенов: получение и св-ва:
• фтороводод и хлоро водород получают действуя на крист-ие фториды и хлориды конц серной : CaF2 кр + H2SO4 конц = CaSO4 + 2HF, NaCl кр+ H2SO4к = NaHSO4 + HCl
• получение HBr(г) и HI(г) в подоб усл невозм из-за окисления получающихся галогенводородов конц серной, наиболее распростр способы получения бромоводорода, йодоводорода – гидролиз галогенангидридов, например:
• PBr3 + 3H2O = H3PO4 + 3HBr
• I2 + H2S = S + 2HI
• BaI2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HI
• HF – газ, наименее приближенный к инеальному; HF (ж) похож на воду (имеет электропроводность близкую к электропр воды)
• темпер кипения жидких HCl HBr HI отрицательны, HF (ж) кипит при 19,5
• в ряду HF – HCl — HBr – HI снижается термодинам устойчивость соед, резко умень термическая устойчивость, возрастает восс-ая активность и увелич сила кислот в водн р-ре
• ассоциация молекул фтороводорода: в водном растворе HF, наз плавиковой к-ой, отмечается сильная межмолекулярная ассоциация, приводящая к тому, что основная форма существования частиц в растворе – димеры (HF)2. при нейтрализации плавиковой к-ы щелочью обр гидрофториды: 2HF + KOH = KHF2 + H2O, и лишь при избытке щелочи достигается полная нейтрализация
• я не знаю про дифторид калия, ничего не нашла(
• окислительное действие хлора и брома в щелочной среде:
• При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот:
• С12 + 2 NaOН = NaС1 + NaClО + Н2О
• Полученные растворы называются жавелевой водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами благодаря наличию иона ClO и применяется для отбеливания тканей и бумаги. С горячими растворами щелочей хлор образует соответствующие соли соляной и хлорноватой кислот:
• 3 С12 + 6 NаОН = 5 NаСl + NаС1O3 + 3 Н2О
• 3 С12 + 6 КОН = 5 КСl + КС1O3 + 3 Н2О
• Образовавшийся хлорат калия называется бертолетовой солью.
• При растворении брома в растворе щелочи на холоду образуются соли кислот:
• Вr2 + 2 NаОН = NaBr + NаВrО + Н2О
• оксиды хлора и йода: получение и св-ва:
• удобным лабор методом получения Cl2O явл р-я:
• 2HgO+2Cl2=HgO*HgCl2 + Cl2O
• при комн темп Cl2O – красновато-желтый газ, мол-ла полярна и имеет уголковое строение
• Cl2O + H2O = 2HOCl
• больший интерес предст ClO2, можно получить:
• 3KClO3+3H2SO4=3KhSO4 + 2ClO2 + HClO4 + H2O
• 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2ClO2 + 2NaHSO4 (промыш)
• 2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 = K2SO4 +2CO2 + 2ClO2 + 2H2O
• ClO2 – бурый газ, мол-ла полярна и парамагнитна, имеет уголковое строение, формально явл ангидридом двух кислот
• 2ClO2 + 2NaOH = NaClO2 + NaClO3 +H2O
• реагир с водой:
• 6ClO2 + 2H2O = HCl + 5HClO3
• а также:
• 5P4 + 20ClO2 = 4P4O10 + 4PCl5
• Cl2O6 – красноватая жидкость, образуется в р-ии: 2ClO2 +2O3 = Cl2O6 +2O2
• также может рассм как смешанный ангидрид, поскольку в р-ре идет след процесс:
• Cl2O6 + 2NaOH = NaClO3 + NaClO4 + H2O
• наиболее стабильным кислородным соед хлора явл Cl2O7 – ангидрид хлорной к-ты, бесцв маслянистая жидк
• получается при обезвоживании хлорной к-ты P4O10. мол-ла предст собой два тетраэдра
• пероксидно есоед Cl2O8 можно получить: 2AgClO4 + I2 = Cl2O8 + 2AgI
• соед нестабильно, сильный окисл
• все оксиды хлора могут взрываться!
• I2O5 –бесцв кристалы, получ при термич разложении: 2HIO3 = (250град) I2O5 + H2O
• I2O5 термически устойчив до 300 градусов. проявл окисл св-ва, исполь для обнар CO:
• I2O5 + 5CO = 5CO2 + I2
• I2O4 и I4O9 предст собой солеподобные соед
• I2O4 = (IO)IO3 йодат йодила
• I4O9 = I(IO3)3 йодат йода (3)
• сопоставление кислотно-основных и окислительно-восстановительных св-в кислородсодеращих кислот галогенов
• HOCl, HOBr, HOI — малостабильные соединения, известны только в водных р-рах, слабые электролиты, хорошие ок-ли в кислых средах
• 2HOCl=(hv) 2HCl+O2 ; 2HOCl = (CuCl2,безвод) Cl2O+H2O; 3HOCl =(t) HClO3+2HCl
• HOCl-HOBr-HOI окислительная активность и сила кислот ослабевает
• из к-т HГO2 известна лишь хлористая HClO2 (хлорит), устойчива в водных р-рах
• BaO2+2ClO2=Ba(ClO2)2+O2;
• Ba(ClO2)2+H2SO4=BaSO4+2HClO2
• к-ты HГО3 (галогенноватые) известны все, варианты получения:
• 2NaClO3+H2SO4=Na2SO4+2HClO3;
• Br2+5Cl2+6H2O=2HBrO3+10HCl; 
• I2+5H2O2=2HIO3+4H2O
• 3Г2+6КОН=(t) 5КГ+КГО3+3Н2О(t);  
• 3MeOГ=(t) 2МеГ+МеГО3
• все к-ты HГО3 — активные окислители
• 2НIO3+5H2C2O4=I2+10CO2+6H2O; HIO3+5HI=3I2+3H2O
• в ряду HClO3-HBrO3-HIO3 падение силы кислот и ослабление окисл активности
• к-ты высш степ окис (+7) наз uалогенные кислоты:
• Cl2O7+H2O=2HClO4(на холоду) ;
• КClO4+H2SO4=KHSO4+HClO4;
• NaBrO3 + F2 +2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + H2O
• I2+7MnO2+7H2SO4=2HIO4+7MnSO4+6H2O
• получение и гидролиз галогенангидридов
• При гидролизе галогенангидридов образуются две к-ты — кислородсодержащая и галогеноводородная; р-ция в большинстве случаев идет необратимо:
• PCl3 + 3H2O = H3PO3 + HCl
• BF3 + 3H2O = H3BO3 + 3HF

Клюшников ???