Pri interakcii chlorovodíková a zriedená kyselina sírová s kovmi je oxidačným činidlom vodíkový ión H. Preto interagujú s kovmi v sérii napätí až po vodík. V tomto prípade sa tvorí soľ a uvoľňuje sa vodík:

Kovy s premenlivou mocnosťou, vykazujúce premenlivý oxidačný stav, sa oxidujú kyselinou chlorovodíkovou a zriedenou kyselinou sírovou spravidla do nižších oxidačných stavov, napr.

Olovo prakticky neinteraguje s kyselinou chlorovodíkovou a zriedenou kyselinou sírovou, pretože na jeho povrchu sa tvorí hustý nerozpustný film chloridu alebo síranu olovnatého.

AT koncentrovaná kyselina sírová Oxidačným činidlom sú sulfátové ióny, v ktorých je síra v oxidačnom stave +6. Oxidácia kovu kyselina sírová sa redukuje na sírovodík, síru a oxid sírový (IV).

Pri interakcii koncentrovanej kyseliny sírovej s aktívnymi kovmi vzniká soľ, voda a hlavne sírovodík:

Nízkoaktívne kovy redukujú koncentrovanú kyselinu sírovú hlavne na Hb, napr.

a kovy strednej aktivity - hlavne na síru:

Kovy s premenlivou mocnosťou koncentrovaného H2C^ sa oxidujú spravidla na najvyšší stupeň oxidácie, napr.

Ušľachtilé kovy za žiadnych okolností nereagujú s koncentrovanou kyselinou sírovou. Niektoré kovy (A1, Fe, Cr, N1, TC V atď.) s koncentrovanou kyselinou sírovou za normálnych podmienok neinteragujú (pasivujú), ale interagujú pri zahrievaní.

veľký praktickú hodnotu má pasiváciu železa: koncentrovanú kyselinu sírovú možno skladovať v nádobách vyrobených z bežnej nelegovanej ocele.

Olovo s koncentrovanou kyselinou sírovou interaguje s tvorbou rozpustnej kyslej soli (hydrosoli), oxidu sírového (IV) a vody:

AT kyselina dusičná oxidačným činidlom sú bez ohľadu na jeho koncentráciu dusičnanové ióny NO, obsahujúce dusík v oxidačnom stave +5. Preto sa vodík neuvoľňuje kyselinou dusičnou. Kyselina dusičná oxiduje všetky kovy okrem najviac neaktívnych (ušľachtilých). V tomto prípade vznikajú produkty redukcie soli, vody a dusíka (+5): 1CHN4MO3,N2,N20,N0,HN02,N02. Voľný amoniak sa neuvoľňuje, pretože interaguje s kyselinou dusičnou a vytvára dusičnan amónny:

Keď kovy interagujú s koncentrovaná kyselina dusičná(30-60% HNO3) redukčným produktom HNO3 je prevažne oxid dusnatý (IV), bez ohľadu na povahu kovu, napríklad:

Kovy rôznej mocnosti sa pri interakcii s koncentrovanou kyselinou dusičnou oxidujú na najvyšší stupeň oxidácie. V tomto prípade tie kovy, ktoré sú oxidované na oxidačný stav +4 a vyššie, tvoria kyseliny alebo oxidy. Napríklad:

Hliník, chróm, železo, nikel, kobalt, titán a niektoré ďalšie kovy sa pasivujú v koncentrovanej kyseline dusičnej. Po spracovaní kyselinou dusičnou tieto kovy neinteragujú s inými kyselinami.

Keď kovy interagujú s zriedená kyselina dusičná produkt jeho redukcie závisí od redukčných vlastností kovu: čím je kov aktívnejší, tým viac sa redukuje Kyselina dusičná.

Aktívne kovy redukujú zriedenú kyselinu dusičnú na maximum, t.j. soľ, voda a NH4NOz vznikajú napr.

Pri interakcii so zriedenou kyselinou dusičnou tvoria kovy strednej aktivity soľ, vodu a dusík alebo N2O, napríklad:

Keď zriedená kyselina dusičná interaguje s nízkoaktívnymi kovmi, tvorí sa soľ, voda a oxid dusnatý (II), napríklad:

Reakčné rovnice v týchto príkladoch sú však podmienené, pretože v skutočnosti sa získa zmes dusíkatých zlúčenín a čím vyššia je aktivita kovu a čím nižšia je koncentrácia kyseliny, tým nižší je stupeň oxidácie dusíka v produkte, ktorý vzniká. viac ako ostatní.

Kráľovská vodka je zmesou koncentrovanej kyseliny dusičnej a chlorovodíkovej. Používa sa na oxidáciu a rozpúšťanie zlata, platiny a iných drahých kovov. Kyselina chlorovodíková v aqua regia sa vynakladá na tvorbu komplexnej zlúčeniny oxidovaného kovu. Rovnice pre reakcie zlata a platiny s aqua regia sú napísané takto:

V niektorých učebné pomôcky existuje aj iné vysvetlenie interakcie ušľachtilých kovov s aqua regia. Predpokladá sa, že v tejto zmesi medzi HNO3 a HC1 dochádza k reakcii katalyzovanej vzácnymi kovmi, pri ktorej kyselina dusičná oxiduje kyselinu chlorovodíkovú podľa rovnice:

Nitrosylchlorid NOCI je krehký a rozkladá sa podľa rovnice:

Kovové oxidačné činidlo je atómový (t.j. veľmi aktívny) chlór v čase uvoľnenia. Preto sú produktmi interakcie aqua regia s kovmi soľ (chlorid), voda a oxid dusnatý (II):

a komplexné zlúčeniny vznikajú v následných reakciách ako sekundárne produkty:

kyseliny– zlúčeniny, ktoré sa po spojení s vodou vytvoria ako katióny iba ióny H + (alebo H 3 O +).

Podľa rozpustnosti vo vode možno kyseliny rozdeliť na rozpustný a nerozpustný . Niektoré kyseliny sa rozkladajú spontánne a vo vodnom roztoku prakticky neexistujú. (nestabilný) . Môžete si prečítať viac o klasifikácii kyselín.

Získavanie kyselín

1. Interakcia kyslých oxidov s vodou. Zároveň za normálnych podmienok iba tie oxidy, ktoré zodpovedajú okysličená rozpustná kyselina.

kyslý oxid + voda = kys

Napríklad , oxid sírový reaguje s vodou za vzniku kyselina sírová:

S03 + H20 -> H2S04

V čom oxid kremičitý s voda nereaguje:

Si02 + H20 ≠

2. Interakcia nekovy s vodíkom. Takto len dostanú anoxický kyseliny.

Nekov + vodík = kyselina bez kyslíka

Napríklad, chlór reaguje s vodík:

H20 + Cl20 -> 2H+ Cl-

3. Elektrolýza roztokov solí. Roztoky solí tvorené zvyškom kyseliny sa spravidla podrobia elektrolýze, aby sa získali kyseliny. okysličené kyseliny. Tento problém je podrobnejšie rozobraný v článku. .

Napríklad , elektrolýza roztoku síranu meďnatého:

2CuSO4 + 2H20 → 2Cu + 2H2S04 + O2

4. Interakciou vznikajú kyseliny iné kyseliny so soľami. V čom silnejšia kyselina vytláča slabšiu.

Napríklad: uhličitan vápenatý CaCO 3 (nerozpustná soľ kyseliny uhličitej) môže reagovať so silnejšou kyselinou sírovou.

CaC03 + H2S04 → CaS04 + 2H20 + CO2

5. Kyseliny je možné získať oxidácia oxidy, iné kyseliny a nekovy vo vodnom roztoku s kyslíkom alebo inými oxidačnými činidlami.

Napríklad koncentrovaná kyselina dusičná oxiduje fosfor na kyselinu fosforečnú:

P + 5HN03 -> H3P04 + 5N02 + H20

Chemické vlastnosti kyseliny

1. AT vodné roztoky kyseliny disociovať na vodíkové katióny H + a anióny zvyškov kys. V tomto prípade silné kyseliny disociujú takmer úplne, zatiaľ čo slabé kyseliny disociujú čiastočne.

Napríklad kyselina chlorovodíková takmer úplne disociuje:

HCl → H + + Cl -

Presnejšie povedané, voda sa protolyzuje a v roztoku sa tvoria hydróniové ióny:

HCl + H 2 O → H 3 O + + Cl -

Viacsýtne kyseliny disociujú postupne.

Napríklad Kyselina sírová sa disociuje v dvoch krokoch:

H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 -

HSO 3 – ↔ H + + SO 3 2–

2. kyseliny menia farbuindikátor.Vodný roztok kyselín škvrny lakmus v červená farba, metylová oranž v červená farba. Fenolftaleín nemení farbu v prítomnosti kyselín.

3. kyseliny reagujú szásady a zásadité oxidy .

OD nerozpustné zásady a ich príslušné oxidy interagujú iba rozpustné kyseliny.

nerozpustná zásada + rozpustná kyselina = soľ + voda

zásaditý oxid + rozpustná kyselina = soľ + voda

Napríklad hydroxid meďnatý (II) interaguje s rozpustnou kyselinou bromovodíkovou:

Cu(OH)2 + 2HBr -> CuBr2 + 2H20

V tomto prípade hydroxid meďnatý (II) neinteraguje s nerozpustnou kyselinou kremičitou.

Cu(OH)2 + H2Si03≠

OD silné základy(alkálie) a im zodpovedajúce oxidy reagovať s akoukoľvek kyselinou.

Alkálie interagujú s akýmikoľvek kyselinami - silnými aj slabými. . V tomto prípade sa tvorí soľ a voda. Tieto reakcie sú tzv neutralizačné reakcie. Prípadne vzdelanie kyslá soľ, ak je kyselina viacsýtna, pri určitom pomere činidiel, alebo v prebytok kyseliny. AT nadbytok alkálií Priemerná soľ a voda sa tvoria:

zásada (nadbytok) + kyselina \u003d stredná soľ + voda

alkálie + viacsýtna kyselina (nadbytok) = soľ kyseliny + voda

Napríklad hydroxid sodný pri interakcii s trojsýtnou kyselinou fosforečnou môže tvoriť 3 typy solí: dihydrofosforečnany, fosfáty alebo hydrofosforečnany.

V tomto prípade sa dihydrofosforečnany tvoria v nadbytku kyseliny alebo v molárnom pomere (pomer množstiev látok) činidiel 1:1.

NaOH + H3P04 -> NaH2P04 + H20

Pri molárnom pomere množstva zásady a kyseliny 1: 2 sa tvoria hydrofosforečnany:

2NaOH + H3P04 -> Na2HP04 + 2H20

V nadbytku zásady alebo pri molárnom pomere zásady a kyseliny 3:1 sa tvorí fosforečnan alkalického kovu.

3NaOH + H3P04 -> Na3P04 + 3H20

4. Rozpustné kyseliny reagujú samfotérne oxidy a hydroxidy.

Rozpustná kyselina + amfotérny oxid = soľ + voda

Rozpustná kyselina + amfotérny hydroxid = soľ + voda

Napríklad , octová kyselina interaguje s hydroxidom hlinitým:

3CH3COOH + Al(OH)3 → (CH3COO)3Al + 3H20

5. Niektoré kyseliny súsilné redukčné činidlá. Redukčné činidlá sú kyseliny tvorené nekovmi v minimálnej resp stredný oxidačný stav, čo môže zvýšiť ich oxidačný stav (jódovodík HI, kyselina siričitá H 2 SO 3 atď.).

Napríklad , jódovodík možno oxidovať chloridom meďnatým:

2HI - + 2Cu +2 Cl 2 → 2HCl + 2Cu + Cl + I 2 0

6. kyseliny interagujú ssoli.

kyseliny reagujú s rozpustnými soľami len pod podmienkou, že prítomný v produktoch reakcieplyn, voda, zrazenina alebo iný slabý elektrolyt . Tieto reakcie prebiehajú podľa mechanizmu iónová výmena.

Kyselina 1 + rozpustná soľ 1 = soľ 2 + kyselina 2 / oxid + voda

Napríklad , kyselina chlorovodíková reaguje s dusičnanom strieborným v roztoku:

Ag + NO 3 - + H + Cl - → Ag + Cl - ↓ + H + NO 3 -

Kyseliny reagujú s nerozpustné soli. O toto silnejšie kyseliny vytláčajú slabšie kyseliny zo solí .

Napríklad , uhličitan vápenatý (soľ kyseliny uhličitej), reaguje s kyselinou chlorovodíkovou (silnejšou ako uhličitá):

CaC03 + 2HCl → CaCl2 + H20 + CO2

5. kyseliny interagujú skyslé a zásadité soli.V čom silnejšie kyseliny vytláčajú slabšie zo solí kyselín. Alebo kyslé soli reagovať s kyselinami za vzniku kyslejších solí.

soľ kyseliny 1 + kyselina 1 = stredná soľ 2 + kyselina 2 / oxid + voda

Napríklad , hydrogénuhličitan draselný reaguje s kyselinou chlorovodíkovou za vzniku chloridu draselného, oxid uhličitý a voda:

KHC03 + HCl → KCl + CO2 + H20

Ešte príklad : Hydrogenfosforečnan draselný reaguje s kyselinou fosforečnou za vzniku dihydrogenfosforečnanu draselného:

H3PO4 + K2HP04 → 2KH2PO4

Pri interakcii zásadité soli s kyselinami vznikajú stredné soli. Silnejšie kyseliny vytláčajú zo solí aj tie slabšie.

Napríklad , hydroxokarbonát meďnatý (II) sa rozpúšťa v kyseline sírovej:

2H2S04 + (CuOH)2C03 → 2CuS04 + 3H20 + CO2

Zásadité soli môžu interagovať s vlastnými kyselinami. V tomto prípade nedochádza k vytesňovaniu kyseliny zo soli, ale jednoducho sa tvoria priemernejšie soli.

Napríklad , hydroxochlorid hlinitý interaguje s kyselinou chlorovodíkovou:

Al (OH) Cl2 + HCl -> AlCl3 + H20

6. kyseliny interagujú skovy.

V tomto prípade prebieha oxidačno-redukčná reakcia. Avšak minerálne kyseliny a oxidačné kyseliny interagovať inak.

Komu minerálne kyseliny zahŕňajú kyselinu chlorovodíkovú HCI, zriedenú kyselinu sírovú H2S04, kyselinu fosforečnú H3P04, kyselinu fluorovodíkovú HF, kyselinu bromovodíkovú HBr a kyselinu jodovodíkovú HI.

Tieto kyseliny interagujú len s kovmi nachádzajúcimi sa v rade aktivít až po vodík:

Keď minerálne kyseliny reagujú s kovmi, tvoria sa soľ a vodík:

minerálna kyselina + kov \u003d soľ + H 2

Napríklad , železo interaguje s kyselinou chlorovodíkovou za vzniku chloridu železitého:

Fe + 2H + Cl -> Fe +2Cl2 + H20

Kyselina sírová H 2 S, uhlie H 2 CO 3, sírová H 2 SO 3 a kremík H 2 SiO 3 s kovmi neinteragovať.

Oxidujúce kyseliny(kyselina dusičná HNO 3 akejkoľvek koncentrácie a koncentrovaná kyselina sírová H 2 SO 4 (conc)) pri interakcii s kovmi netvoria vodík, pretože Oxidačným činidlom nie je vodík, ale dusík alebo síra. Produkty redukcie kyseliny dusičnej alebo sírovej sú rôzne. Je lepšie ich definovať podľa osobitných pravidiel. Tieto pravidlá sú podrobne diskutované v článku. Vrelo odporúčam naučiť sa ich naspamäť.

7. Niektoré kyseliny rozložiť pri zahriatí.

Kyseliny uhličitá H 2 CO 3, sírová H 2 SO 3 a dusitá HNO 2 sa rozkladajú spontánne, bez zahrievania:

H2C03 -> H20 + CO2

H2S03 -> H20 + SO2

2HN02 → NO + H20 + NO2

Kremík H 2 SiO 3, jodovodíkové HI kyseliny sa zahrievaním rozkladajú:

H2Si03 -> H20 + Si02

2HI → H2 + I2

Kyselina dusičná HNO 3 sa pri zahrievaní alebo vystavení svetlu rozkladá:

4HN03 -> 02 + 2H20 + 4N02

Chemické vlastnosti vodíka

Za normálnych podmienok je molekulárny vodík relatívne neaktívny, kombinuje sa priamo len s najaktívnejšími nekovmi (s fluórom a na svetle aj s chlórom). Pri zahrievaní však reaguje s mnohými prvkami.

Vodík reaguje s jednoduchými a zložitými látkami:

- Interakcia vodíka s kovmi vedie k tvorbe komplexných látok - hydridov, v ktorých chemických vzorcoch je atóm kovu vždy na prvom mieste:

Pri vysokej teplote vodík priamo reaguje s niektorými kovmi(alkalické, alkalické zeminy a iné), tvoriace biele kryštalické látky - hydridy kovov (Li H, Na H, KH, CaH 2 atď.):

H2 + 2Li = 2LiH

Hydridy kovov sa vodou ľahko rozložia za vzniku zodpovedajúcej alkálie a vodíka:

So H2 + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + 2H2

- Keď vodík interaguje s nekovmi vznikajú prchavé zlúčeniny vodíka. AT chemický vzorec prchavá zlúčenina vodíka, atóm vodíka môže byť buď na prvom alebo na druhom mieste, v závislosti od umiestnenia v PSCE (pozri štítok na snímke):

1). S kyslíkom Vodík tvorí vodu:

Video „Spaľovanie vodíka“

2H2+02 \u003d 2H20 + Q

Pri bežných teplotách reakcia prebieha extrémne pomaly, nad 550 ° C - s výbuchom (tzv. zmes 2 objemov H2 a 1 objemu O2 výbušný plyn) .

Video „Výbuch výbušného plynu“

Video „Príprava a výbuch výbušnej zmesi“

2). S halogénmi Vodík tvorí halogenovodík, napr.

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

Vodík exploduje s fluórom (aj v tme a pri -252°C), s chlórom a brómom reaguje len pri osvetlení alebo zahriatí a s jódom iba pri zahriatí.

3). S dusíkom Vodík reaguje s tvorbou amoniaku:

ZN2 + N2 \u003d 2NH3

len na katalyzátore a pri zvýšených teplotách a tlakoch.

štyri). Pri zahrievaní vodík prudko reaguje so sírou:

H2 + S \u003d H2S (sírovodík),

oveľa ťažšie so selénom a telúrom.

5). s čistým uhlíkom Vodík môže reagovať bez katalyzátora iba pri vysokých teplotách:

2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán)

- Vodík vstupuje do substitučnej reakcie s oxidmi kovov , pričom vo výrobkoch vzniká voda a redukuje sa kov. Vodík - má vlastnosti redukčného činidla:

Používa sa vodík na regeneráciu mnohých kovov, pretože odoberá kyslík z ich oxidov:

Fe304 + 4H2 \u003d 3Fe + 4H20 atď.

Aplikácia vodíka

Video „Použitie vodíka“

V súčasnosti sa vodík vyrába v obrovských množstvách. Jeho veľká časť sa používa pri syntéze amoniaku, hydrogenácii tukov a hydrogenácii uhlia, olejov a uhľovodíkov. Okrem toho sa na syntézu používa vodík kyseliny chlorovodíkovej, metylalkohol, kyselina kyanovodíková, pri zváraní a kovaní kovov, ako aj pri výrobe žiaroviek a drahých kameňov. Vodík sa predáva vo valcoch pod tlakom nad 150 atm. Sú natreté tmavozelenou farbou a sú dodávané s červeným nápisom „Hydrogen“.

Vodík sa používa na premenu tekutých tukov na tuhé tuky (hydrogenácia), na výrobu kvapalných palív hydrogenáciou uhlia a vykurovacieho oleja. V metalurgii sa vodík používa ako redukčné činidlo pre oxidy alebo chloridy na výrobu kovov a nekovov (germánium, kremík, gálium, zirkónium, hafnium, molybdén, volfrám atď.).

Praktické využitie vodíka je rôznorodé: zvyčajne sa plní balónmi, v chemickom priemysle slúži ako surovina na výrobu mnohých veľmi dôležitých produktov (čpavok a pod.), v potravinárskom priemysle - na výrobu pevných látok tuky z rastlinných olejov a pod. Vysoká teplota (až 2600 °C), získaná spaľovaním vodíka v kyslíku, sa používa na tavenie žiaruvzdorných kovov, kremeňa atď. Kvapalný vodík je jedným z najúčinnejších prúdových palív. Ročná svetová spotreba vodíka presahuje 1 milión ton.

SIMULÁTORY

č. 2. Vodík

ÚLOHY NA KONSOLIDÁCIU

Úloha číslo 1
Zostavte rovnice pre reakcie interakcie vodíka s nasledujúcimi látkami: F 2, Ca, Al 2 O 3, oxid ortutnatý (II), oxid wolfrámu (VI). Pomenujte produkty reakcie, uveďte typy reakcií.

Úloha číslo 2
Vykonajte transformácie podľa schémy:
H20 -> H2 -> H2S -> SO2

Úloha číslo 3.
Vypočítajte hmotnosť vody, ktorú možno získať spálením 8 g vodíka?