Pri reakciji klorovodikove kisline nastane vodik. kisline

Pri interakciji klorovodikova in razredčena žveplova kislina pri kovinah je oksidant vodikov ion H. Zato medsebojno delujejo s kovinami v napetostnem nizu do vodika. V tem primeru nastane sol in sprošča vodik:

Kovine spremenljive valence, ki imajo različno stopnjo oksidacije, se oksidirajo s klorovodikovo in razredčeno žveplovo kislino praviloma do nižjih oksidacijskih stanj, na primer:

Svinec praktično ne deluje s klorovodikovo in razredčeno žveplovo kislino, saj na njegovi površini nastane gost netopen film svinčevega (II) klorida ali sulfata.

IN koncentrirana žveplova kislina Oksidant so sulfatni ioni, v katerih je žveplo v oksidacijskem stanju +6. Z oksidacijo kovine se žveplova kislina reducira v vodikov sulfid, žveplo in žveplov oksid (IV).

Ko koncentrirana žveplova kislina reagira z aktivnimi kovinami, nastanejo sol, voda in predvsem vodikov sulfid:

Nizko aktivne kovine reducirajo koncentrirano žveplovo kislino predvsem v BSb, na primer:

in kovine vmesne aktivnosti - predvsem do žvepla:

Kovine s spremenljivo valenco koncentriranega HgBS^ se praviloma oksidirajo do najvišjega oksidacijskega stanja, na primer:

Žlahtne kovine pod nobenim pogojem ne reagirajo s koncentrirano žveplovo kislino. Nekatere kovine (Al, Fe, Cr, N1, Ts V itd.) pri normalnih pogojih ne reagirajo s koncentrirano žveplovo kislino (pasivirajo), pri segrevanju pa medsebojno delujejo.

Pasivacija železa je velikega praktičnega pomena: koncentrirano žveplovo kislino lahko shranjujete v posodah iz navadnega nelegiranega jekla.

Svinec reagira s koncentrirano žveplovo kislino in tvori topno kislinsko sol (hidrosol), žveplov oksid (IV) in vodo:

IN dušikova kislina, ne glede na njegovo koncentracijo, je oksidant nitratni ioni N0, ki vsebuje dušik v oksidacijskem stanju +5. Zato dušikova kislina ne sprošča vodika. Dušikova kislina oksidira vse kovine razen najbolj neaktivnih (žlahtnih). V tem primeru nastanejo produkti redukcije soli, vode in dušika (+5): 1NH 4 MO3, N 2, N20, N0, NH0 2, N0 2. Prosti amoniak se ne sprošča, saj reagira z dušikovo kislino in tvori amonijev nitrat:

Ko kovine medsebojno delujejo z koncentrirana dušikova kislina(30-60% HNO3) je produkt redukcije HNO3 pretežno dušikov oksid (IV), ne glede na naravo kovine, npr.

Kovine s spremenljivo valenco se pri interakciji s koncentrirano dušikovo kislino oksidirajo do najvišjega oksidacijskega stanja. V tem primeru tiste kovine, ki so oksidirane do stopnje oksidacije +4 in višje, tvorijo kisline ali okside. Na primer:

Aluminij, krom, železo, nikelj, kobalt, titan in nekatere druge kovine pasiviramo v koncentrirani dušikovi kislini. Po obdelavi z dušikovo kislino te kovine ne reagirajo z drugimi kislinami.

Ko kovine medsebojno delujejo z razredčena dušikova kislina produkt njegove redukcije je odvisen od redukcijskih lastnosti kovine: bolj ko je kovina aktivna, bolj se reducira dušikova kislina.

Aktivne kovine reducirajo razredčeno dušikovo kislino do maksimuma, tj. nastanejo sol, voda in NH 4 NO3, npr.

Ko kovine z vmesno aktivnostjo reagirajo z razredčeno dušikovo kislino, nastanejo sol, voda in dušik ali N2O, na primer:

Ko razredčena dušikova kislina reagira z nizko aktivnimi kovinami, nastanejo sol, voda in dušikov oksid (II), na primer:

Toda reakcijske enačbe v teh primerih so pogojne, saj v resnici dobimo mešanico dušikovih spojin in večja kot je aktivnost kovine in nižja koncentracija kisline, nižja je stopnja oksidacije dušika v produktu, ki nastane več kot drugi.

Kraljevska vodka je zmes koncentrirane dušikove in klorovodikove kisline. Uporablja se za oksidacijo in raztapljanje zlata, platine in drugih plemenitih kovin. Klorovodikova kislina v aqua regia se porabi za tvorbo kompleksne spojine oksidirane kovine. Reakcijske enačbe zlata in platine s kraljevo vodko so zapisane takole:

Nekateri učbeniki vsebujejo še eno razlago za interakcijo plemenitih kovin s kraljevo vodko. Menijo, da v tej mešanici med HNO3 in HC1 pride do reakcije, ki jo katalizirajo žlahtne kovine, pri kateri dušikova kislina oksidira klorovodikovo kislino po enačbi:

Nitrozil klorid NOCI je krhek in se razgradi po enačbi:

Oksidator kovine je v trenutku sproščanja atomski (tj. zelo aktiven) klor. Zato so produkti interakcije aqua regia s kovinami sol (klorid), voda in dušikov oksid (II):

in kompleksne spojine nastanejo v naslednjih reakcijah kot sekundarni produkti:

kisline– kompleksne snovi, ki pri interakciji z vodo tvorijo samo kot kationi H + ioni (ali H 3 O +).

Glede na topnost v vodi lahko kisline delimo na topen in netopno . Nekatere kisline se spontano razgradijo in v vodni raztopini praktično ne obstajajo (nestabilen) . Podrobno si lahko preberete o razvrstitvi kislin.

Pridobivanje kislin

1. Interakcija kislinski oksidi z vodo. V tem primeru v normalnih pogojih reagirajo samo tisti oksidi, ki ustrezajo vodi. kisik vsebujoča topna kislina.

kislinski oksid + voda = kislina

Na primer , žveplov(VI) oksid reagira z vodo in nastane žveplova kislina:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Ob istem času silicijev(IV) oksid z vodo se ne odziva:

SiO 2 + H 2 O ≠

2. Interakcija nekovine z vodikom. Tako le dobijo brez kisika kisline.

Nekovina + vodik = kislina brez kisika

Na primer, klor reagira z vodik:

H 2 0 + Cl 2 0 → 2H + Cl—

3. Elektroliza raztopin soli. Praviloma se za pridobivanje kislin raztopine soli, ki jih tvori kislinski ostanek, podvržejo elektrolizi. kisline, ki vsebujejo kisik. To vprašanje je podrobneje obravnavano v članku .

Na primer , elektroliza raztopine bakrovega (II) sulfata:

2CuSO 4 + 2H 2 O → 2Cu + 2H 2 SO 4 + O 2

4. Kisline nastanejo z interakcijo druge kisline s solmi. Ob istem času močnejša kislina izpodrine manj močno.

Na primer: kalcijev karbonat CaCO 3 (netopna sol ogljikove kisline) lahko reagira z močnejšo žveplovo kislino.

CaCO 3 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + 2H 2 O + CO 2

5. Kisline je mogoče dobiti oksidacija oksidi, druge kisline in nekovine v vodni raztopini s kisikom ali drugimi oksidanti.

Na primer, koncentrirana dušikova kislina oksidira fosfor v fosforno kislino:

P + 5HNO 3 → H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

Kemijske lastnosti kislin

1. V vodnih raztopinah kislin ločiti v vodikove katione H + in anione kislinskih ostankov. V tem primeru močne kisline skoraj popolnoma disociirajo, šibke kisline pa delno.

Na primer klorovodikova kislina skoraj popolnoma disociira:

HCl → H + + Cl –

Natančneje, pride do protolize vode in v raztopini nastanejo hidronijevi ioni:

HCl + H 2 O → H 3 O + + Cl –

Polibazične kisline postopoma disociirajo.

Na primer, žveplova kislina disociira v dveh korakih:

H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 –

HSO 3 – ↔ H + + SO 3 2–

2. Kisline spremenijo barvoindikator.Vodna raztopina barvil kislin lakmus V rdeča barva, metil oranžna V rdeča barva. Fenolftalein ne spremeni barve v prisotnosti kislin.

3. Kisline reagirajo zbaze in bazični oksidi .

Z netopne baze in jim ustreza oksidi Reagirajo samo topne kisline.

netopna baza + topna kislina = sol + voda

bazični oksid + topna kislina = sol + voda

Na primer, bakrov (II) hidroksid reagira s topno bromovodikovo kislino:

Cu(OH) 2 + 2HBr → CuBr 2 + 2H 2 O

V tem primeru bakrov (II) hidroksid ne deluje z netopno silicijevo kislino.

Cu(OH) 2 + H 2 SiO 3 ≠

Z močni razlogi(alkalije) in ustrezna oksidi reagirajo s katero koli kislino.

Alkalije reagirajo z vsemi kislinami - močnimi in šibkimi . V tem primeru nastane srednja sol in voda. Te reakcije se imenujejo nevtralizacijske reakcije. Možno je tudi izobraževanje kisla sol, če je kislina večbazna, pri določenem razmerju reagentov ali v presežek kisline. IN presežek alkalije nastaneta srednja sol in voda:

alkalija (presežek) + kislina = srednja sol + voda

alkalija + polibazična kislina (presežek) = kisla sol + voda

Na primer, lahko natrijev hidroksid pri interakciji s tribazično fosforno kislino tvori 3 vrste soli: dihidrogenfosfati, fosfati oz hidrofosfati.

V tem primeru nastanejo dihidrogenfosfati v presežku kisline ali ko je molsko razmerje (razmerje količin snovi) reagentov 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Pri molskem razmerju alkalije in kisline 1:2 nastanejo hidrofosfati:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

V presežku alkalije ali pri molskem razmerju med alkalijo in kislino 3:1 nastane fosfat alkalijske kovine.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

4. Topne kisline reagirajo zamfoterni oksidi in hidroksidi.

Topna kislina + amfoterni oksid = sol + voda

Topna kislina + amfoterni hidroksid = sol + voda

Na primer, ocetna kislina reagira z aluminijevim hidroksidom:

3CH 3 COOH + Al(OH) 3 → (CH 3 COO) 3 Al + 3H 2 O

5. Nekatere kisline somočna redukcijska sredstva. Reducenti so kisline, ki jih tvorijo nekovine v minimalni oz vmesno oksidacijsko stanje, ki lahko povečajo njihovo oksidacijsko stopnjo (vodikov jodid HI, žveplova kislina H 2 SO 3 itd.).

Na primer, Vodikov jodid lahko oksidiramo z bakrovim (II) kloridom:

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

6. Kisline reagirajo zsoli.

Kisline reagirajo s topnimi solmi le pod pogojem, da prisoten v produktih reakcijeplina, vode, usedline ali drugega šibkega elektrolita . Takšne reakcije potekajo v skladu z mehanizmom ionska izmenjava.

Kislina 1 + topna sol 1 = sol 2 + kislina 2/oksid + voda

Na primer , klorovodikova kislina reagira s srebrovim nitratom v raztopini:

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

Kisline reagirajo z netopne soli. pri to močnejše kisline izpodrinejo manj močne kisline iz soli .

Na primer , kalcijev karbonat (sol ogljikove kisline), reagira s klorovodikovo kislino (močnejša od ogljikove kisline):

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O + CO 2

5. Kisline reagirajo zkisle in bazične soli.Ob istem času močnejše kisline izpodrivajo manj močne iz kislih soli. Ali pa kisle soli reagirajo s kislinami in tvorijo bolj kisle soli.

kisla sol 1 + kislina 1 = povprečna sol 2 + kislina 2 /oksid + voda

Na primer , Kalijev bikarbonat reagira s klorovodikovo kislino in tvori kalijev klorid, ogljikov dioksid in vodo:

KHCO 3 + HCl → KCl + CO 2 + H 2 O

več primer : Kalijev hidrogenfosfat reagira s fosforno kislino in nastane kalijev dihidrogenfosfat:

H 3 PO 4 + K 2 HPO 4 → 2KH 2 PO 4

Pri interakciji bazične soli ki nastane s kislinami srednje soli. Močnejše kisline tudi izpodrivajo manj močne iz soli.

Na primer , Bakrov (II) hidroksikarbonat se topi v žveplovi kislini:

2H 2 SO 4 + (CuOH) 2 CO 3 → 2CuSO 4 + 3H 2 O + CO 2

Bazične soli lahko medsebojno delujejo s svojimi kislinami. V tem primeru se kislina ne izpodrine iz soli, ampak preprosto nastanejo bolj povprečne soli.

Na primer , Aluminijev hidroksiklorid reagira s klorovodikovo kislino:

Al (OH) Cl 2 + HCl → AlCl 3 + H 2 O

6. Kisline reagirajo zkovine.

V tem primeru pride do oksidacijsko-redukcijske reakcije. Vendar mineralne kisline in oksidacijske kisline komunicirajo drugače.

TO mineralne kisline vključujejo klorovodikovo kislino HCl, razredčeno žveplovo kislino H2SO4, fosforno kislino H3PO4, fluorovodikovo kislino HF, bromovodikovo kislino HBr in jodovodikovo kislino HI.

Takšne kisline medsebojno delujejo samo s kovinami, ki se nahajajo v seriji aktivnosti do vodika:

Ko mineralne kisline medsebojno delujejo s kovinami, nastanejo sol in vodik:

mineralna kislina + kovina = sol + H 2

Na primer , železo reagira s klorovodikovo kislino in tvori železov (II) klorid:

Fe + 2H + Cl → Fe +2 Cl 2 + H 2 0

Vodikova sulfidna kislina H 2 S, premog H 2 CO 3, žveplov H 2 SO 3 in silicij H 2 SiO 3 s kovinami ne komuniciraj.

Oksidativne kisline(dušikova kislina HNO 3 katere koli koncentracije in koncentrirana žveplova kislina H 2 SO 4 (konc)) pri interakciji s kovinami ne tvorijo vodika, ker Oksidacijsko sredstvo ni vodik, ampak dušik ali žveplo. Produkti redukcije dušikove ali žveplove kisline so različni. Bolje jih je določiti po posebnih pravilih. Ta pravila so podrobno obravnavana v članku. Toplo priporočam, da se jih naučite na pamet.

7. Nekatere kisline razkrojiti pri segrevanju.

Premog H 2 CO 3 , žveplova H 2 SO 3 in dušikova HNO 2 kislina razpadejo spontano, brez segrevanja:

H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2

2HNO 2 → NO + H 2 O + NO 2

Silicijeva H 2 SiO 3 in jodovodikova HI kislina se razgradita pri segrevanju:

H 2 SiO 3 → H 2 O + SiO 2

2HI → H 2 + I 2

Dušikova kislina HNO 3 pri segrevanju ali izpostavljenosti svetlobi razpade:

4HNO 3 → O 2 + 2H 2 O + 4NO 2

Kemijske lastnosti vodika

V običajnih pogojih je molekularni vodik razmeroma malo aktiven, neposredno se povezuje le z najbolj aktivnimi nekovinami (s fluorom in na svetlobi s klorom). Vendar pa pri segrevanju reagira z mnogimi elementi.

Vodik reagira s preprostimi in kompleksnimi snovmi:

Pri visoki temperaturi vodik neposredno reagira z nekaterimi kovinami(alkalijske, zemeljskoalkalijske in druge), ki tvorijo bele kristalne snovi - kovinske hidride (Li H, Na H, KH, CaH 2 itd.):

H 2 + 2Li = 2LiH

Kovinski hidridi se zlahka razgradijo z vodo, da nastanejo ustrezne alkalije in vodik:

Sa H 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2

1). S kisikom Vodik tvori vodo:

Video "Izgorevanje vodika"

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q

Pri normalnih temperaturah reakcija poteka izjemno počasi, nad 550°C – z eksplozijo (imenovana je zmes 2 volumnov H 2 in 1 volumna O 2). eksploziven plin) .

Video "Eksplozija detonacijskega plina"

Video "Priprava in eksplozija eksplozivne mešanice"

2). S halogeni Vodik tvori vodikove halogenide, na primer:

H 2 + Cl 2 = 2HCl

Hkrati vodik eksplodira s fluorom (tudi v temi in pri – 252°C), s klorom in bromom reagira le ob osvetlitvi ali segrevanju, z jodom pa le pri segrevanju.

3). Z dušikom Vodik reagira v amoniak:

ZN 2 + N 2 = 2NH 3

samo na katalizatorju in pri povišanih temperaturah in tlakih.

4). Pri segrevanju vodik burno reagira z žveplom:

H 2 + S = H 2 S (vodikov sulfid),

veliko težje s selenom in telurijem.

5). S čistim ogljikom Vodik lahko reagira brez katalizatorja le pri visokih temperaturah:

2H 2 + C (amorfen) = CH 4 (metan)

- Vodik je podvržen substitucijski reakciji s kovinskimi oksidi , v tem primeru se v izdelkih tvori voda in kovina se reducira. Vodik - ima lastnosti reducenta:

Uporablja se vodik za predelavo številnih kovin, saj odvzema kisik njihovim oksidom:

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O itd.

Uporaba vodika

Video "Uporaba vodika"

Trenutno se vodik proizvaja v ogromnih količinah. Zelo velik del se ga uporabi pri sintezi amoniaka, hidrogeniranju maščob ter pri hidrogeniranju premoga, olj in ogljikovodikov. Poleg tega se vodik uporablja za sintezo klorovodikove kisline, metilnega alkohola, cianovodikove kisline, pri varjenju in kovanju kovin, pa tudi pri izdelavi žarnic z žarilno nitko in dragih kamnov. Vodik se prodaja v jeklenkah pod tlakom nad 150 atm. Obarvana sta temno zeleno in imata rdeč napis "Hydrogen".

Vodik se uporablja za pretvorbo tekočih maščob v trdne maščobe (hidrogeniranje), pri čemer se s hidrogeniranjem premoga in kurilnega olja proizvaja tekoče gorivo. V metalurgiji se vodik uporablja kot redukcijsko sredstvo za okside ali kloride za proizvodnjo kovin in nekovin (germanija, silicija, galija, cirkonija, hafnija, molibdena, volframa itd.).

Praktična uporaba vodika je raznolika: običajno se uporablja za polnjenje balonov s sondami, v kemični industriji služi kot surovina za proizvodnjo številnih zelo pomembnih izdelkov (amoniak itd.), V prehrambeni industriji - za proizvodnjo trdnih maščob iz rastlinskih olj itd. Visoka temperatura (do 2600 °C), ki jo dobimo z zgorevanjem vodika v kisiku, se uporablja za taljenje ognjevzdržnih kovin, kremena itd. Tekoči vodik je eno najučinkovitejših reaktivnih goriv. Letna svetovna poraba vodika presega 1 milijon ton.

SIMULATORJI

št. 2. vodik

NALOGE NALOGE