Объясните отношение серной кислоты к металлам

Серная кислота

Серная кислота, также известная как масло витриола, или купоросное масло представляет собой минеральную кислоту, состоящую из элементов серы, кислорода и водорода, с молекулярной формулой H2SO4.

Она является бесцветной, не имеющей запаха вязкой жидкостью, которая растворима в воде и синтезируется в реакциях, которые являются сильно экзотермическими.

Чистая серная кислота является вязкой прозрачной жидкостью, как масло, и это объясняет старое название кислоты («масло витриола»).

Обладает следующими важными характеристиками:

• гигроскопичная — легко поглощает водяной пар из воздуха;
• коррозионная — сильный окислитель и дегидратирующий агент;
• вызывает ожоги — даже при малых концентрациях способна к образованию химических и вторичных термических ожогов.

Серная кислота в истории

Изучение витриола (купороса) — категории стекловидных минералов, из которых может быть получена кислота, началось в древности.

• Одни из самых ранних дискуссий о происхождении и свойствах витриола — в работах греческого врача Диоскорида (I век нашей эры) и римского натуралиста Плиния Старшего (23-79 годы нашей эры).

Средневековые алхимики исламской эпохи, Джабир ибн Хайян (721 — 815, также известный как Гебер), Рази (865 — 925) и Джамаль Дин аль — Ватват (1318), включили купорос в списки классификации минералов.

• Ибн Сина (Авиценна) сосредоточился на медицинских применениях и различных разновидностях витриола.

Мухаммад ибн Закарий аль-Рази (854-925) считается первым, кто произвел серную кислоту. Серная кислота была названа «маслом витриола» средневековыми европейскими алхимиками, потому что она была приготовлена обжаркой «зелёного купороса» (сульфата железа (II)) в железной реторте.

• В XVII веке германо — голландский химик Иоганн Глаубер приготовил серную кислоту, сжигая серу вместе с селитрой (нитрат калия, KNO3), в присутствии пара. По мере разложения солевого раствора он окислял серу до SO3, который объединялся с водой для получения серной кислоты.

В 1736 году лондонский фармацевт Джошуа Уорд использовал этот метод для начала первого крупномасштабного производства серной кислоты.

• В 1746 году в Бирмингеме Джон Робак применил этот способ для получения H2SO4 в камерах со свинцовой облицовкой, которые были более прочными, менее дорогими и более крупными, чем ранее использовавшиеся стеклянные контейнеры. Этот процесс позволил эффективно индустриализовать производство серной кислоты.

• После нескольких уточнений этот способ, называемый процессом в свинцовой камере или «камерный процесс», оставался стандартом для производства серной кислоты в течение почти двух столетий.
• В 1831 году британский торговец уксусом Перегрин Филлипс запатентовал «контактный процесс», который был гораздо более экономичным процессом производства серного ангидрида и концентрированной серной кислоты.
• Получение серной кислоты
• Существует несколько способов получения серной кислоты, в частности

• процесс влажной серной кислоты (метод WSA), мокрый катализ;

• метод «свинцовой камеры» — первый индустриальный способ получения серной кислоты;

• «контактный метод» — современный способ получения больших объемов H2SO4.

Серная кислота и Вода

Концентрированная серная кислота обладает очень мощным дегидратирующим свойством, удаляя воду (H2O) из других химических соединений, включая сахар и другие углеводы, и получая углерод, тепло и пар.

Приготовление разбавленной кислоты может быть опасным из-за тепла, выделяющегося в процессе разбавления.

Вода обладает более высокой теплоемкостью, чем кислота, и поэтому сосуд из холодной воды будет поглощать тепло по мере добавления кислоты.

Поскольку реакция гидратации серной кислоты является очень экзотермической, разбавление всегда должно осуществляться добавлением кислоты к воде, а не воды к кислоте.

Реакция находится в равновесии, которое способствует быстрому протонированию воды, добавление кислоты к воде гарантирует, что кислота является ограничительным реагентом.

Эту реакцию лучше всего рассматривать как образование ионов гидроксония:

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4- HSO4- + H2O → H3O+ + SO2 2-

Серная кислота и Ожоги

Серная кислота способна вызывать сильные ожоги, особенно когда она находится в высоких концентрациях.

• Она легко разлагает белки и липиды посредством гидролиза амида и сложного эфира при контакте с живыми тканями, такими как кожа и мышцы;

• проявляет сильное дегидратирующее свойство на углеводах, высвобождая дополнительное тепло и вызывая вторичные термические ожоги;

• быстро атакует роговицу и может вызвать постоянную слепоту, если плеснуть на глаза;

• в случае проглатывания она необратимо повреждает внутренние органы и может даже привести к летальному исходу;

• сильные окислительные свойства делают ее сильно коррозионной по отношению ко многим металлам и могут привести к его разрушению на других материалах.

По этим причинам ущерб, наносимый серной кислотой, потенциально является более серьезным, чем ущерб, наносимый другими сравнительно сильными кислотами, такими как соляная кислота и азотная кислота.

Серная кислота и ее Опасность

• H2SO4 — негорючая кислота.

Основными профессиональными рисками, создаваемыми этой кислотой, являются контакт с кожей, приводящий к ожогам и вдыхание паров.

• Воздействие паров в высоких концентрациях приводит к немедленному и сильному раздражению глаз, дыхательных путей и слизистых оболочек: это быстро прекращается после воздействия, хотя существует риск последующего отека легких, если повреждение тканей было более сильным.

При более низких концентрациях наиболее часто сообщаемым симптомом хронического воздействия сернокислотных аэрозолей является эрозия зубов, обнаруженная практически во всех исследованиях.

• Повторное воздействие сернокислых туманов может повысить вероятность развития рака легких до 64 процентов.

В США допустимый предел воздействия на серную кислоту установлен на уровне 1 мг/м3: пределы в других странах аналогичны. Были сообщения о приеме серной кислоты в пищу, приводящем к дефициту витамина B12 с комбинированной дегенерацией.

• В таких случаях чаще всего поражается спинной мозг, но зрительные нервы могут демонстрировать демиелинизацию, потерю аксонов и глиозы.

1. Серная кислота и ее Применение
2. Производство H2SO4 в стране является хорошим показателем ее промышленной прочности.
3. Мировое производство в 2004 году составило около 180 миллионов тонн при следующем географическом распределении:

• Северная Америка (включая Мексику) — 24%,

• Африка 11%, Западная Европа — 10%,

• Восточная Европа и Россия — 10%,

• Австралия и Океания — 7%,

• Большая часть этого количества (≈60%) потребляется на удобрения, в частности на суперфосфаты, фосфат аммония и сульфаты аммония.
• Около 20% используется в химической промышленности для производства моющих средств, синтетических смол, красителей, фармацевтических препаратов, нефтяных катализаторов, инсектицидов и антифризов, а также в различных процессах, таких как кислотизация нефтяных скважин, восстановление алюминия, проклеивание бумаги, обработка воды.
• Около 6% применений относятся к пигментам и включают краски, эмали, печатные краски, мелованные ткани и бумагу.
• Остальное количество (≈14%) применяется в таких отраслях, как производство взрывчатых веществ, целлофана, ацетата и вискозного текстиля, смазочных материалов, цветных металлов и батарей.
• Серная кислота и Водоросли
• H2SO4 используется в качестве защиты некоторыми морскими видами, например, фаэофит Desmarestia munda (порядок Desmarestiales) концентрирует серную кислоту в клеточных вакуолях.

• Под воздействием воздуха они выделяют кислоту, тем самым разрушая себя и близлежащие морские водоросли в процессе.

Серная кислота и Венера

Серная кислота образуется в верхних слоях атмосферы Венеры при фотохимическом воздействии Солнца на диоксид углерода, диоксид серы и водяной пар.

• Ультрафиолетовые фотоны с длинами волн менее 169 нм могут фотодиссоциировать диоксид углерода на монооксид углерода и атомный кислород.

В верхних, более холодных частях атмосферы Венеры серная кислота существует в виде жидкости, а густые облака серной кислоты полностью затмевают поверхность планеты, если смотреть сверху.

• Постоянные венерины облака производят концентрированный кислотный дождь, так как облака в атмосфере Земли производят водный дождь.

Серная кислота и Европа

Инфракрасные спектры, полученные космическим аппаратом NASA Galileo, показывают различные поглощения на спутнике Юпитера Европе, которые приписываются одному или нескольким гидратам серной кислоты.

• H2SO4 в растворе с водой вызывает значительное снижение температуры плавления воды до 210 К (− 63 С), и это делает более вероятным существование жидких растворов под ледяной коркой Европы.

Трактовка спектров несколько спорна. Некоторые планетологи предпочитают присваивать спектральные особенности сульфатному иону, возможно, как части одного или нескольких минералов на поверхности Европы.

Серная кислота на Земле

Чистая серная кислота не встречается естественным образом на Земле в безводной форме из-за ее большого сродства к воде.

• Разбавленная серная кислота является составной частью кислотного дождя, который образуется атмосферным окислением диоксида серы в присутствии воды, то есть окислением сернистой кислоты.

Диоксид серы является основным побочным продуктом, получаемым при сжигании серосодержащих видов топлива, таких как уголь или нефть.

• Серная кислота образуется путем окисления сульфидных минералов, таких как сульфид железа.

• В стратосфере, втором слое атмосферы, который обычно находится между 10 и 50 км над поверхностью Земли, серная кислота образуется в результате окисления вулканического диоксида серы гидроксильным радикалом.

Поскольку серная кислота достигает перенасыщения в стратосфере, она может образовать частицы аэрозоля и обеспечить поверхность для роста аэрозоля путем конденсации и коагуляции с другими аэрозолями вода-серная кислота, что приводит к образованию стратосферного аэрозольного слоя.

Таблица 1: Химические свойства серной кислоты

ПОИСК

серная кислота действует на металлы аналогично соляной, т. е. в ней роль окислителя играют ионы Н+. [c.177]     Разбавленная (< 10%) серная кислота действует на металлы аналогично соляной, т. е. в ней роль окисления играют ионы Н+.

В концентрированной кислоте эта роль переходит к [c.235]

    Концентрированная серная кислота действует на металлы при нагревании, как окислитель, восстанавливаясь при этом обычно до ЗО2, а с более активными металлами до 3 и Н2З. Например  [c.

152]

    Концентрированная серная кислота действует на металлы без выделения водорода. В зависимости от природы восстановителей атом серы со степенью окисления [c.135]

    Та. Растворяется в смеси плавиковой и азотной кислот. Сплавляется со щелочами. Концентрированная серная кислота действует на металл при нагревании. [c.132]

    Концентрированная серная кислота действует на металлы без выделения водорода. В зависимости от природы восстановителей шестивалентный атом серы восстанавливается в конечном итоге до отрицательно заряженного двухвалентного иона серы [c.149]

    Химические свойства серной кислоты. Действие на металлы. По отношению к металлам разбавленная я концентрированная серная кислота проявляют совершенно различные свойства, как если бы это были два различных веш,ества. [c.291]

    Химические свойства серной кислоты. Действие на металлы. [c.397]

    Концентрированная серная кислота действует на металлы иначе она окисляет металлы за счет восстановления атома серы из положительно шестивалентного состояния обычно до положительно четырехвалентного состояния с выделением сернистого газа ЗОг, но если восстановитель достаточно энергичен, восстановление атома серы может зайти и далее — до нулевой валентности, т. е. с выделением серы в свободном виде, или даже до 5—, т. е. до сероводорода. [c.397]

    Концентрированная серная кислота действует на металлы иначе. Независимо от положения в ряду активности она растворяет почти все металлы (кроме колота и платины). При этом водород не выделяется, а получаются продукт восстановления серной кислоты, соль и вода. Например, при нагревании концентрированная серная кислота взаимодействует с медью  [c.184]

    Как известно, взаимодействие металлов с серной кислотой происходит различно в зависимости от концентрации кислоты и природы металла.

Разбавленная серная кислота действует на металлы подобно разбавленной соляной кислоте растворяет металлы, стоящие в ряду напряжений до олова включительно. Приэтом водородные ионы разведенной НзЗО. окисляют атомы металла, отдающие электроны.

Так, например, окисление атомов двухналентного металла (Ме) может быть представлено схемой [c.95]

    Са + Н2О Са (ОН)2 + На t Разбавленная < 10%) серная кислота действует на металлы аналогично соляной, т. е. в ней роль окислителя играют ионы Н3О+. В концентрированном растворе эта роль переходит к атомам S+ (точнее к ионам HSO7 в присутствии Н3О+), [c.263]

Опыты по химии. Серная кислота

Чтобы поделиться, нажимайте

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. Как поведут себя цинк и медь в концентрированной серной кислоте?

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.

• 2H2SO4 конц. + Cu = SO2↑ + CuSO4 + 2H2O
• Итак, в пробирках с концентрированной серной кислотой мы наблюдаем выделение сернистого газа.
• Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот.

Сернистый газ ядовит, опыт следует проводить под тягой.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Гигроскопичность серной кислоты

Концентрированная серная кислота жадно набирает воду отовсюду и способна для этого даже разрушать молекулы. Древесина состоит из множества органических веществ, среди которых – целлюлоза (C6H7O2(OH)3)n . Концентрированная серная кислота разрушает органические молекулы, отнимая водород и кислород – составляющие воды.

Разрушение органических молекул сопровождается выделением свободного углерода. Поэтому лучинка при соприкосновении с концентрированной серной кислотой чернеет, обугливается. Кислота ведет себя, как обезвоживающий агент.

Если поставить открытую емкость концентрированной серной кислотой в помещении, через некоторое время объем жидкости заметно увеличится: кислота будет притягивать влагу из воздуха.

Оборудование: химический стакан, деревянная лучинка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с концентрированными кислотами.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Качественная реакция на сульфит- и сульфат-ионы

Сера образует ряд кислот. Соли серной кислоты H2SO4 называют сульфатами, сернистой H2SO3 – сульфитами. Качественная реакция на сульфат и сульфит-ионы – реакция с растворимой солью бария. Возьмем растворы сульфата и сульфита натрия и добавим в пробирки раствор хлорида бария.

BaCl2 + Na2SO3 = BaSO3↓ + 2NaCl

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl

В двух пробирках появляются белые кристаллические осадки сульфата бария и сульфита бария. Как различить эти осадки? При добавлении раствора азотной кислоты осадок сульфита бария растворяется, а осадок сульфата бария остается без изменения.

BaSO3+ 2HNO3 = Ba(NO3 )2 +SO2 ↑ +H2O

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот. Хлорид бария – ядовитое вещество, остерегаться попадания раствора на кожу и слизистые оболочки.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Разбавление серной кислоты

Разбавление кислоты ‑ приготовление раствора меньшей концентрации. Раствор меньшей концентрации содержит большее количество воды. Однако ни в коем случае при разбавлении нельзя добавлять воду в кислоту. Существует строгое правило: лить кислоту в воду! Нарушение этого правила может привести к несчастному случаю.

Дело в том, что при приготовлении растворов часто происходит их разогрев. При приготовлении растворов серной кислоты происходит сильный разогрев. В нашем опыте при добавлении небольшого количества концентрированной серной кислоты температура поднимается до 90 градусов! Представьте, что будет, если добавить воду в кислоту.

Вода, попав в массу концентрированной кислоты, моментально разогреется до кипения — произойдет выброс кислоты.Особенно опасна кислота для глаз и слизистых оболочек. Поэтому правила техники безопасности при приготовлении растворов – правила сохранения жизни и здоровья.

На производстве при составлении растворов мастера надевают резиновые сапоги и перчатки, резиновые фартуки и защитные очки. И всегда кислоту льют в воду, а не наоборот.

Оборудование: химические стаканы, термометр.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с концентрированными кислотами.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Распознавание растворов хлорида бария, сульфата натрия и серной кислоты (практическая работа).

Отберем в пробирки пробы растворов. Лакмус покажет нам, в какой из пробирок кислота. Лакмус стал красным во второй пробирке.

Для того чтобы подтвердить наличие кислоты в этой пробирке, опустим в раствор гранулу цинка. Выделяется газ. Во второй пробирке – серная кислота. Оставшиеся два раствора испытаем хлоридом бария.

В пробирке с сульфатом натрия должен появиться белый осадок сульфата бария.

Na2SO4+ BaCl2 = 2NaCl + BaSO4↓

В колбе номер один находится сульфат натрия. В последней пробирке должен быть хлорид бария. Убедимся в этом с помощью серной кислоты. Серная кислота с хлоридом бария дает белый осадок сульфата бария.

1. H2SO4+ BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl
2. В колбе номер три – хлорид бария.
3. Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, колбы, пинцет, пипетки.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с кислотами. Хлорид бария – ядовитое вещество, остерегаться попадания раствора на кожу и слизистые оболочки.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Реакция серной кислоты с органическими веществами

Концентрированная серная кислота H2SO4 жадно поглощает воду и способна даже разрушать молекулы, чтобы «достать» воду из органических соединений. Возьмем сахар – это органическое вещество сахароза.

C12H22O11. Молекула сахарозы состоит из атомов углерода, водорода и кислорода. Добавим в сахарную пудру воды и прильем концентрированную серную кислоту. Через несколько секунд начинается бурная реакция.

Выделяется уголь и газы: сернистый SO2 и углекислый CO2. Газы вспучивают смесь, и она поднимается в стакане. Кислота ведет себя, как дегидратирующий агент – вещество, отбирающее воду из соединений, и как окислитель.

Оборудование: химические стаканы, пипетка, мензурка, дистиллированная вода.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот. Выделяющиеся газы ядовиты, опыт следует проводить под тягой.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

• Действие концентрированной серной кислоты на бумагу
• Очистка газов с помощью серной кислоты

4.Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой

В концентрированной
серной кислоте окислителем является
не катион водорода, а более сильный
окислитель – сульфат-ион, который в
разбавленной серной кислоте не проявляет
себя как окислитель из-за сильной
гидратации, и, как следствие –
малоподвижности.

Н2SO4
(конц.)
окисляет все металлы в ряду стандартных
электродных потенциалов до серебра
включительно.

• S6+
  (SO42-)
  + ne 
  S2-(H2S),
  So
  (S),
  S4+(SO2)
• Этим процессам
  восстановления серной кислоты
  соответствуют следующие ионно-электронные
  равновесные полуреакции:
• SO42-
  + 4H+
  +2e ↔
  SO2
  + 2H2O Eo
  = +0,17B
• SO42-
  + 10H+
  +8e ↔
  H2S
  + 4H2O Eo
  = +0,31B
• SO42-
  + 8H+
  +6e
  ↔
  S
  + 4H2O Eo
  = +0,36B

Пользоваться
данными значениями ОВПОТ некорректно,
т.к. концентрация серной кислоты
значительно превышает 1моль/л

1. Cхематично
   реакции окисления металлов в конц. Н2SO4
   можно
   записать в виде:
2. Ме
   + Н2SO4
   (конц.)
   = Мех(SO4)y
   + Н2О
   + (H2S,
   S, SO2)
3. H2S
   и S
   выделяются в случае активных металлов
   до цинка включительно (Еоме
   ЕоZn).
4. SO2выделяется
   при взаимодействии металлов, стоящие
   в таблице СЭП, ниже цинка (Еоме
   ЕоZn).

Необходимо помнить,
что при изменении условий реакция для
одного и того же металла можно получить
разные продукты, так что предложенная
схема является до некоторой степени
условной. Например, при длительном
нагревании взаимодействие алюминия с
конц. серной кислотой может идти до
образования не только серы, но и
сероводорода:

Al + Н2SO4
(конц.)
= Al2(SO4)3
+ Н2О
+ S

Al + Н2SO4
(конц.)
= Al2(SO4)3
+ Н2О
+ H2S

Со щелочными
металлами серная кислота конц. и разб.
взаимодействует одинаково по реакции: Na
+ Н2SO4
(разб.,конц.)
= Na2SO4
+ Н2О
+ H2S

• Существуют
  особенности взаимодействия свинца с
  серной кислотой — образуется кислая
  растворимая соль – гидросульфат свинца:
• Pb
  + 3H2SO4(конц.)
  = Pb(HSO4)2
  + 2Н2О
  + SО2
• К каждой реакции
  необходимо составить уравнения
  ионно-электронного баланса и расставить
  коэффициенты. Концентрированная серная
  кислота — сильный окислитель, и окисляет
  металлы, стоящие в таблице СЭПОТ до
  серебра включительно

Следует иметь в
виду, что металлы, проявляющие разные
степени окисления, в случае кислот, в
которых окислителем является катион
водорода, окисляются до низших степеней
окисления, а в конц. Н2SO4
– до высших. Например, железо:

Fe
+ Н2SO4(разб.)
= FeSO4
+ H2

2Fe
+6Н2SO4
(конц.) =
Fe2(SO4)3
+6Н2О
+ 3SО2 (при
нагревании)

Вторая реакция
идет только при нагревании. В холодной
конц. Н2SO4
железо, а также алюминий, хром, марганец — пассивируются. Реакцию пассивации
можно написать следующим образом:

2Fe
+ 3Н2SO4
(конц.) =
Fe2O3
+ 3Н2О
+3SО2 (на холоду)

Взаимодействие концентрированной серной с неметаллами-восстановителями

Под понятием
«неметаллы-восстановители» подразумевают
не только атомы неметаллов, но и их ионы,
например галогенид-ионы, которые в
разной степени проявляют восстановительные
свойства. В зависимости от силы
восстановителя (значения ОВПОТ системы)
серная кислота может восстанавливаться
до диоксида серы или сероводорода (в
случае такого сильного восстановителя,
как ион иода).

1. Например:
2. 3S
   +2Н2SO4
   = 3SО2
   + 2Н2О
3. C
   +2Н2SO4
   = 2SО2
   + CO2
   + 2Н2О

HCl
+ Н2SO4

реакция не идет, т.к. хлорид-ион –слабый
восстановитель

HBr + Н2SO4
= Br2
+ SО2
+ Н2О

HI + Н2SO4
= I2
+ H2S +
H2O

Серная кислота, ее химические свойства

Билет № 21

1. Серная кислота, ее химические свойства в свете представлений об электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных реакциях (взаимодействие с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями)

Серная кислота — важнейший продукт химической промышленности. Формула серной кислоты H2SO4. Бесцветная маслянистая жидкость, тяжелее воды. При смешивании с водой образуются гидраты, происходит сильное разогревание, поэтому категорически запрещено вливать воду в концентрированную серную кислоту. Следует вливать серную кислоту в воду тонкой струйкой при постоянном перемешивании.

Серная кислота отнимает воду от органических веществ, обугливая их. В промышленности способность концентрированной серной кислоты связывать воду используется для осушения газов.

Серная кислота — сильный электролит, в водном растворе диссоциирует полностью. Окрашивает индикаторы лакмус и метилоранж в красный цвет.

Строго говоря, отщепляется один ион водорода (диссоциация по второй ступени очень мала):

H2SO4 = H+ + HSO4−

• Металлы, расположенные в ряду напряжений левее водорода, вытесняют из растворов серной кислоты водород:
• Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑ (образуется соль — сульфат цинка)
• Окислителем в данной реакции является водород кислоты:
• Zn0 + H2+1SO4 = Zn+2SO4 + H20↑

Концентрированная серная кислота взаимодействует при нагревании и с металлами правее водорода, кроме золота и платины. Окислителем будет сера. В реакции с медью восстанавливается до оксида серы (IV):

1. Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O (выделяется бесцветный газ)
2. с указанием степеней окисления:
3. Cu0 + 2H2S+6O4 = Cu+2SO4 + S+4O2↑ + 2H2O
4. При концентрации близкой к 100 % серная кислота пассивирует железо*, реакция не идет.

• С оксидами металлов реакция протекает с образованием соли и воды:
• MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O
• в ионном виде (оксиды на ионы не раскладываем!):
• MgO + 2H+ + SO42− = Mg2+ + SO42− + H2O
• MgO + 2H+ = Mg2+ + H2O
• Серная кислота реагирует с основаниями, с образованием соли и воды:
• 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
• в ионном виде:
• 2Na+ + 2OH− + 2H+ + SO42−= 2Na+ + SO42−+
  2H2O
• OH− + H+ = H2O
• Качественной реакцией на сульфат-ион является взаимодействие с
  солями бария — выпадает белый кристаллический осадок сульфата
  бария, нерастворимый в азотной кислоте:
• H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl
• 2H+ + SO42− + Ba2+ + 2Cl− = BaSO4↓ + 2H+ + 2Cl−
• SO42− + Ba2+ = BaSO4↓

Серная кислота используется для получения многих кислот, так как вытесняет их из солей. В лаборатории так можно получать соляную кислоту (при нагревании, с последующим растворением в воде выделяющегося хлороводорода) и др.:

1. 2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl↑
2. сокращенное ионное уравнение:
3. Cl− + H+ = HCl↑
4. Серная кислота применяется в промышленности для очистки нефтепродуктов, поверхности металлов перед нанесением покрытий, очистки (рафинирования) меди, в производстве удобрений, глюкозы и пр.

2. Получение и собирание углекислого газа. Доказательство наличия этого газа в сосуде

Углекислый газ в лаборатории получают, приливая

1. соляную кислоту к мелу:
   CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑
2. соляной или серной кислоты к соде:
   Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑

Закрываем пробирку, где идет реакция, пробкой с газоотводной трубкой. Трубку опускаем в колбу (углекислый газ тяжелее воздуха), горлышко желательно прикрыть куском ваты.

• Доказываем наличие углекислого газа, приливая в колбу прозрачный раствор известковой воды, взбалтываем. Известковая вода мутнеет вследствие образования нерастворимого карбоната кальция:
• Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O
• автор: Владимир Соколов

Коррозия металлов в кислотах

Коррозия металла в кислотах – это его разрушение  при взаимодействии с концентрированными или разведенными кислотами. Часто такие разрушения встречаются на химических производствах и других сферах деятельности человека.

Слабые кислотные растворы могут создавать даже некоторые продукты питания, и  непокрытый металл, соприкасающийся с ними, будет коррозировать. То, как себя поведет металлический предмет при контакте с кислотой, зависит от его способности пассивироваться.

Процесс коррозии металлов в кислотах проходит с выделением водорода.

Рассмотрим более подробно случаи коррозии металла в кислотах разного происхождения.

Коррозия металлов в соляной кислоте

Соляная кислота является очень агрессивной по отношению к металлам. В большей степени это обуславливается содержанием в ней ионов Cl-. Даже коррозионно-стойкие стали подвергаются разрушению, когда концентрация кислоты выше среднего. Если же раствор достаточно сильно разбавлен, такие стали коррозии не подвергаются.

Коррозия никеля в серной кислоте не протекает даже в случаях, когда достигается температура кипения. В присутствии трехвалентного железа, хлоридов, других окислителей никель и его сплавы начинают разрушаться.

Низколегированная аустенитная сталь при комнатной температуре и концентрации соляной кислоты в 0,2 – 1% подвергается коррозии со скоростью 24 г/(м2•сут).

Коррозия металлов в органических кислотах

Самой сильной среди органических кислот является уксусная.

В яблочной, бензойной, пикриновой, олеиновой, винной, стеариновой кислотах даже при больших температурах (выше 100°С) коррозионно-стойкие стали отличаются высокой устойчивостью.

При контакте металлов с муравьиной кислотой образуются питтинги (особенно при увеличении температуры). Глубина их даже больше, чем  в уксусной кислоте.

В органических кислотах высокой устойчивостью обладает алюминий, т.к. на его поверхности присутствует защитная пленка труднорастворимых окислов.

Щавелевая, себациновая, лимонная и молочная кислоты вызывают коррозию сталей только при  больших концентрациях. В них устойчивы хромистые стали с добавками молибдена.

Коррозия металлов в азотной кислоте

Азотная кислота обладает агрессивным воздействием по отношению ко многим металлам.  Малоуглеродистые стали не обладают достаточной устойчивостью в растворах азотной кислоты.

  Кроме того, при повышении концентрации HNO3 до 35 – 40% (при данных концентрациях сталь переходит в пассивное состояние) коррозия малоуглеродистых сталей в азотной кислоте увеличивается. При концентрации азотной кислоты близкой к 100% пассивное состояние нарушается. Азотная кислота является окислителем.

При коррозии железа  катодными деполяризаторами являются молекулы азотной кислоты и нитрат-ионы. Устойчивость в азотной кислоте хромистых сталей повышается, если в их состав вводить никель и молибден. Коррозионное разрушение сталей в азотной кислоте происходит по границам зерен.

На  алюминий слабое влияние оказывают пары азотной кислоты или растворы с концентрацией более  80%. При нормальной температуре алюминий обладает высокой коррозионной стойкостью в азотной кислоте. Скорость коррозии алюминия в азотной кислоте  возрастает при постоянном перемешивании и присутствии в растворе  хлорид-ионов.

Коррозия металлов в серной кислоте

При концентрации серной кислоты около 50 – 55% поверхность железа переходит в пассивное состояние. Далее с повышением температуры и концентрации серной кислоты поверхность железа становится активной (наблюдается коррозия железа в серной кислоте).

В растворах серной кислоты, как и в других кислотах, на скорость коррозии железа большое влияние оказывает природа анионов. Это связано с торможением катодного и анодного процессов и их адсорбцией на поверхности металла.

Я.М. Колотыркин развил представления, что на анодное растворение железа оказывают влияние анионы. Это связано с образование комплекса:

• Fe + H2O ↔ Fe(OH-)адс. +  H+;
• Fe(OH-)адс ↔ Fe(OH)адс + e-;
• Fe(OH)адс + HSO4- →FeSO4 + H2O + e-;
• Fe(OH)адс +  SO42- → FeSO4 + OH- + e-;
• FeSO4 =  Fe2+ + SO42-.

Из  вышеперечисленных уравнений понятно, что скорость анодного процесса возрастает с увеличением концентрации ионов HSO4- и SO42-. С поверхности железа сульфат ионы вытесняются хлорид ионами, но до определенной концентрации ионов хлора, скорость протекания анодного процесса замедляется.

В 95 – 98% серной кислоте при нормальной температуре хорошей устойчивостью обладают хромистые стали (с содержанием хрома около 17%) с небольшой добавкой молибдена или без него. В таких условиях (при большой концентрации серной кислоты) стоек также алюминий и углеродистые стали.

Чистый алюминий (99,5%)  более устойчив в серной кислоте, чем его сплавы, в состав которых не входит медь. Скорость коррозии алюминия в серной кислоте  (и его сплавов) при повышении температуры с 20°С до 98°С  увеличивается с 8 до 24 г/(м2•сут).

Коррозионно-стойкие стали в 5-ти или 20-% растворе при температуре кипения серной кислоты устойчивы только в присутствии ингибиторов коррозии.

При обычной температуре  в серной кислоте коррозия меди практически не наблюдается. А при повышении температуры до 100°С процесс разрушения интенсифицируется. В 25% растворе серной кислоты,  повышенном давлении и температуре близкой к 200°С медь быстро разрушается.

Латунь не обладает коррозионной стойкостью в растворах серной кислоты любых концентраций  даже при комнатной температуре. Устойчивость латуней к разрушению в серной кислоте можно только повысить введением в раствор 30% соли CuSO4•5H2O.

Коррозия металлов в фосфорной кислоте

Наибольшей стойкостью к коррозии в фосфорной кислоте отличаются молибденовые стали. Алюминий и его сплавы (в состав которых не входит медь, магний) устойчивы в фосфорной кислоте.

При обычной температуре не поддаются также разрушениям хромоникелевые аустенитные стали (в растворах фосфорной кислоты любой концентрации). В  концентрированной технической фосфорной кислоте при температуре не выше 50°С стойки малоуглеродистые стали.

Если сталь с 17% хрома поместить в раствор фосфорной кислоты, концентрацией от 1 до 10%, то она будет обладать высокой устойчивостью даже при температуре кипения.

Медь практически не подвергается коррозии в фосфорной кислоте при температуре от 20 до 95°С. Но если в систему вводить окислитель и повышать температуру – скорость коррозии меди в фосфорной кислоте значительно увеличивается. Бронзы и латуни в фосфорной кислоте ведут себя аналогично.

Коррозия металлов во фтористоводородной кислоте

Чугун, малоуглеродистая сталь и железо во фтористоводородной кислоте быстро  разрушаются. В 10-% фтористоводородной кислоте при нормальной температуре обладают хорошей устойчивостью хромистые стали (с содержанием хрома 17%).

В 20-% кислоте при температуре до 50°С устойчивы аустенитные высоколегированные стали. Латуни не разрушаются в 40-60-% фтористоводородной кислоте при 20°С.  Магниевые сплавы  устойчивы при температурах до 65°С  в 45-% растворе.