Реакции серной кислоты

Водород в реакциях с азотной кислотой практически не выделяется!

Концентрированная серная кислота – достаточно сильный окислитель за счет атома серы в степени окисления +6. В большинстве случаев продуктом восстановления сульфат-ионов будет диоксид серы газообразный SO₂.

SO₄^2-+ 4H⁺ + 2e^- → SO₂ + 2H₂O

В случае реакции концентрированной серной кислоты с активными восстановителями сульфат-ионы могут восстановиться до элементарной серы S, или даже до сероводорода H₂S. Приведем полуреакцию восстановления сульфат-иона до сероводорода.

SO₄^2- + 10H⁺ +8e^-→ H₂S +4H₂O

Как уже говорилось ранее, разбавленная серная кислота является очень слабым окислителем, и не за счет серы, а за счет водорода H⁺. Поэтому полуреакция восстановления разбавленной серной кислоты будет полуреакцией восстановления водорода до Н₂.

Примечание. Некоторые металлы, такие как алюминий, железо, хром, олово и др., не растворяются при обычных условиях в концентрированных серной и азотной кислотах. Это явление называется пассивацией. Оно связано с образованием на поверхности металла оксидной пленки, не реагирующей с кислотой. При нагревании, из-за термических деформаций, пленка разрушается, и растворение этих металлов происходит до конца.

Влияние температуры на состав продуктов.

Температура является важным фактором, влияющим, во-первых, на скорость реакции, и во-вторых, на устойчивость тех или иных промежуточных продуктов реакции. Оказывается, что при различных температурах устойчивыми являются и различные продукты. Так, при растворении газообразного хлора в холодных растворах щелочей образуются смесь хлорида и гипохлорита.

Cl₂ + 2NaOH =NaCl + NaClO + H₂O

При пропускании хлора в горячий раствор NaOH (при 90-95^оС) реакция идет так:

Cl₂ + 6NaOH = 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O.

Другой пример. Термическое разложение нитрата аммония при температуре порядка 170^оС протекает с образованиемN₂O и воды.

NH₄NO₃ = N₂O +2H₂O

При температурах порядка 300^оС разложение идет так:

NH₄NO₃ = N₂ +2H₂O+0,5О₂

Рассмотрим несколько примеров определения коэффициентов в ОВР методом электронно-ионного баланса.

Пример 1. Реакция растворения меди в разбавленной азотной кислоте.

Записываем схему реакции, зная, что азотная кислота- разбавленная, следовательно продуктом ее восстановления будет NO, а медь – восстановитель, и она превратится в соль, в данном случае нитрат меди (2):

Cu + HNO₃→ Cu(NO₃)₂ +NO +H₂O

Составляем уравнения полуреакций:

Cu -2e →Cu²⁺ | 3

NO₃^- + 4H⁺ +3e^-→ NO + 2H₂O | 2

Записываем суммарное ионно-молекулярное уравнение после умножения на коэффициенты:

3Cu + 2NO₃^- + 8H⁺ → 3Cu²⁺ +2NO + 4H₂O

Как видно из полученного уравнения, числа ионов Н⁺ и ионов NO₃^- не совпадают. Это означает, что из необходимых для реакции восьми молекул азотной кислоты только две восстанавливаются до оксида азота, а остальные шесть – связывают катионы меди в соль. Остается расставить коэффициенты в молекулярном уравнении.

3Cu + 8HNO₃→ 3Cu(NO₃)₂ +2NO +4H₂O

Пример 2. Взаимодействие перманганата калия с нитритом калия в сернокислотной среде. В данной реакции перманганат калия – окислитель, в кислотной среде он будет восстанавливаться до иона Mn²⁺. Нитрит натрия – вещество, могущее быть и окислителем, и восстановителем. В данном случае оно будет восстановителем, так как предполагается контакт с сильным окислителем. Продукт его окисления – ион NO₃^-. Так как средой реакции служит разбавленная серная кислота, то образующиеся катионы марганца и калия будут связываться в сульфаты.

Схема реакции:

KMnO₄ + KNO₂ +H₂SO₄ → MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O

Полуреакции: MnO₄^-+ 8H⁺ +5e^-→ Mn²⁺ +4 Н₂О | 2

NO₂^- + H₂O -2e^-→ NO₃^- + 2H⁺ | 5

Суммарное ионно-молекулярное уравнение:

2MnO₄^-+ 16H⁺ +5NO₂^- +5H₂O →5NO₃^- + 10H⁺ +2Mn²⁺ +8 Н₂О

В обеих частях уравнения присутствуют и протоны, и молекулы воды. После сокращения подобных получаем:

2MnO₄^-+ 6H⁺ +5NO₂^- →5NO₃^- + 2Mn²⁺ +3Н₂О

Расставляем коэффициенты в молекулярном уравнении:

2KMnO₄ + 5KNO₂ +3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5KNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O

Дата добавления: 2014-12-27