Почему при взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами не может образоваться водород

Азотная кислота (HNO3) — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы.

Азот в азотной кислоте четырёхвалентен, степень окисления +5. Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C с частичным разложением.

Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях.

Водные растворы HNO3 с массовой долей 0,95-0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6-0,7 — концентрированной азотной кислотой.

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией.

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты.

• Как кислота-окислитель, HNO3 взаимодействует:
• а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:
• Концентрированная HNO3

Разбавленная HNO3

б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

Единственная общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:

Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа:

Некоторые металлы (железо, хром, алюминий, кобальт, никель, мар-ганец, бериллий), реагирующие с разбавленной азотной кислотой, пассиви-руются концентрированной азотной кислотой и устойчивы к её воздействию.

Серная кислота H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом.

1. Смешивается с водой и SO3, во всех соотношениях.
2. Разбавленная серная кислота реагирует с активными металлами с образованием соли (сульфатов) и водорода.
3. Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
4. Металлы, которые находятся в электрохимическом ряду после водорода с разбавленной серной кислотой не взаимодействуют. Что касается концентрированной серной кислоты, то в зависимости от ее концентрированности могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты — S, SO2, H2S:
5. Zn + 2H2SO4 конц. = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O
6. 3Zn + 4H2SO4 конц. = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
7. 4Zn + 5H2SO4 конц. = 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O

Серная кислота

Серная кислота — сильная двухосновная кислота, при н.у. маслянистая жидкость без цвета и запаха.

Обладает выраженным дегидратационным (водоотнимающим) действием. При попадании на кожу или слизистые оболочки приводит к тяжелым ожогам.

Замечу, что существует олеум — раствор SO3 в безводной серной кислоте, дымящее жидкое или твердое вещество. Олеум применяется при изготовлении красителей, органическом синтезе и в производстве серной кислот.

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).

Урок 24. Выделение водорода в реакциях кислот с металлами – HIMI4KA

Архив уроков › Химия 8 класс

В уроке 24 «Выделение водорода в реакциях кислот с металлами» из курса «Химия для чайников» познакомимся с рядом активности металлов, а также больше узнаем о кислотах в химических реакциях.

Характерное химическое свойство кислот — выделение из них водорода в реакциях с некоторыми металлами. Атомы металлов замещают атомы водорода в молекулах кислот, в результате чего водород выделяется в виде газа.

 В пробирку с хлороводородной кислотой опустим кусочек цинка. На поверхности металла образуются, а затем выделяются из раствора пузырьки газа. Соберем этот газ в пробирку и поднесем ее к пламени спиртовки (рис. 100). Мы услышим хлопок.

Это свидетельствует о наличии в пробирке водорода.

Каплю образовавшегося раствора поместим на стеклянную пластинку и подогреем ее в пламени спиртовки. После испарения воды на пластинке остается вещество белого цвета. Опытным путем можно установить, что состав этого вещества выражается формулой ZnCl2.

Теперь мы можем записать уравнение реакции цинка с кислотой:

На рисунке 101 дана схема этой реакции. Из уравнения и поясняющей его схемы видим, что атомы цинка замещают атомы водорода в кислоте. В результате из простого вещества цинка и сложного вещества хлороводородной кислоты образуются два новых: сложное вещество ZnCl2 и простое вещество водород Н2.

Так же протекают реакции алюминия, железа, других металлов и с раствором серной кислоты:

Эти химические реакции подтверждают, что кислоты являются сложными веществами, состоящими из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков.

При проведении опыта вы убедились, что алюминий энергично вытесняет водород из раствора хлороводородной кислоты. С железом реакция вытеснения водорода протекает менее энергично, а с медью вовсе не идет.

По интенсивности вытеснения водорода из кислот металлы можно разместить в ряд:

Его называют рядом активности или вытеснительным рядом металлов.

Чем левее расположен металл в вытеснительном ряду до водорода (Н2), тем активнее он вытесняет водород из кислот. Металлы, стоящие в ряду правее водорода, из кислот водород не вытесняют.

Зная расположение металлов в вытеснительном ряду, заранее можно предсказать:

1. Будут ли реагировать металлы с кислотами с выделением водорода;
2. Насколько активно будут протекать эти реакции.

Для получения водорода из кислот в лаборатории или школьном кабинете химии необходимо брать металлы, которые в вытеснительном ряду стоят до водорода. Но не каждый металл подходит для этих целей.

Активные металлы натрий и калий реагируют с кислотами со взрывом, а реакции кислот с оловом и свинцом протекают медленно. Наиболее подходящими металлами для практического получения водорода являются цинк и алюминий.

Как вы убедились, при проведении реакций этих металлов с раствором хлороводородной кислоты они протекают спокойно и достаточно быстро.

Краткие выводы урока:

1. Кислоты — сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков.
2. Металлы, стоящие в вытеснительном ряду до водорода, вытесняют его из кислот.
3. В лаборатории водород получают в реакции металлов с кислотами.

Надеюсь урок 24 «Выделение водорода в реакциях кислот с металлами» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Химические свойства концентрированной серной кислоты

⇐ ПредыдущаяСтр 27 из 37Следующая ⇒

Оказывается, при взаимодействии некоторых кислот с металлами в роли окислителя могут выступать не ионы H+, а анионы кислотного остатка. К таким кислотам относится концентрированная серная кислота. Она может окислять (растворять) даже металлы, расположенные в ряду активности за водородом.

Массовая доля H2SO4 в концентрированной серной кислоте составляет 98 %. То есть вода в концентрированной серной кислоте практически отсутствует. Поэтому ионные уравнения для реакций с участием концентрированной серной кислоты не записывают.

Еще раз напомним, что особыми свойствами обладает только концентрированная серная кислота. Разбавленная серная кислота обладает всеми свойствами обычных кислот. Например, разбавленная H2SO4 реагирует только с металлами, расположенными в ряду активности перед водородом:

Как видно, в реакциях с разбавленной серной кислотой, также как и с обычными кислотами, выделяется водород.

Металлы, находящиеся в ряду активности за водородом, с разбавленной серной кислотой не реагируют:

• Рассмотрим особенности концентрированной серной кислоты.
• Реакции с металлами
• При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами в роли окислителя выступают не ионы водорода, а входящий в состав кислотного остатка атом серы. Это приводит к следующим особенностям концентрированной серной кислоты:

1. H2SO4(к) является более сильным окислителем, чем обычные кислоты. Она реагирует практически со всеми металлами, в том числе с Cu, Ag и Hg, расположенными в ряду активности за водородом;

2. при взаимодействии H2SO4(к) с металлами водород (H2) не выделяется! Вместо водорода образуются продукты восстановления серы: .

а) В отличие от обычных кислот, концентрированная серная кислота окисляет железо до степени окисления +3, а не +2:

Сравните продукты реакции железа с разбавленной и концентрированной H2SO4.

б) Концентрированная серная кислота реагирует со всеми металлами (кроме шести благородных металлов Au, Pt, Ir, Os, Rh, Ru):

г) Концентрированная серная кислота без нагревания не реагирует с Fe, Al и Cr, так как поверхность этих металлов покрыта защитной оксидной пленкой. При нагревании указанные металлы реагируют с концентрированной серной кислотой:

Обратите внимание, с разбавленной серной кислотой Fe, Al и Cr реагируют без нагревания.

Учитель демонстрирует реакцию концентрированной серной кислоты с медной проволокой (проводить под тягой!).

Реакции с солями

Помимо высокой окислительной активности, концентрированная серная кислота обладает еще рядом особенностей. Она способна вытеснять сильные азотную и соляную кислоты из их твердых солей.

Возможность вытеснения серной кислотой других кислот из солей объясняется ее низкой летучестью. Температура кипения H2SO4 довольно высока и составляет 280 оС. Образующиеся в результате реакции между твердой солью и H2SO4(к) летучие кислоты HCl и HNO3, удаляются из реакционной системы в виде газа:

Обратите внимание, подобные реакции не протекают с разбавленной серной кислотой (или раствором соли и концентрированной серной кислотой), так как HCl и HNO3 хорошо растворяются в воде и не могут удаляться из реакционной смеси.

⇐ Предыдущая22232425262728293031Следующая ⇒

Date: 2015-11-15; view: 2206; Нарушение авторских прав

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)

2.6. Характерные химические свойства кислот

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

2) Основность кислоты

Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H+, а также замещаться на атомы металла:

3) Летучесть

Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.

4) Растворимость

5) Устойчивость

6) Способность к диссоциации

7) Окисляющие свойства

Химические свойства кислот

1. Способность к диссоциации

• либо в таком виде: HCl = H+ + Cl—
• либо в таком: HCl → H+ + Cl—
• По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.
• В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать  в уравнении вместо знака  две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:
• CH3COOH  CH3COO— + H+

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H+ :

1. H3PO4  H+ + H2PO4—
2. H2PO4—  H+ + HPO42-
3. HPO42-  H+ + PO43-

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H3PO4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H2PO4— , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO42-. Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков,  вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H+.

Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:

H2SO4 2H+ + SO42-

2. Взаимодействие кислот с металлами

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H2SO4(конц.

) и HNO3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только  за счет катионов водорода.

Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

H2SO4(разб.) + Zn  ZnSO4 + H2

2HCl + Fe  FeCl2 + H2

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H2SO4 (конц.) и HNO3, то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после.

То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро.

Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

• Кислоты реагируют с  основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:
• H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H2O
• 6HNO3 + Fe2O3 2Fe(NO3)3 + 3H2O
• H2SiO3 + FeO ≠

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH H2O + NaCl

3H2SO4 + 2Al(OH)3  Al2(SO4)3 + 6H2O

5. Взаимодействие кислот с солями

1. Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:
2. H2SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4↓ + 2HNO3
3. CH3COOH + Na2SO3 CH3COONa + SO2↑ + H2O
4. HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть.

Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO3 и концентрированной H2SO4  без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной  и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого  зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.

Высокая окислительная способность концентрированной серной  и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:

• 4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
• 16HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2
• 14НI + K2Cr2O7 3I2↓ + 2Crl3 + 2KI + 7H2O

Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.

1. 6HI + Fe2O3 2FeI2 + I2↓ + 3H2O
2. 2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I2↓ + 2HCl
3. Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H2S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:
4. 2H2S + SO2  3S↓+ 2H2O