Propriedades físicas do ácido sulfúrico concentrado. Ácido sulfúrico e suas propriedades químicas

Ácido sulfúrico é um ácido mineral forte altamente corrosivo com a fórmula molecular H 2 SO 4. É um líquido incolor, viscoso, que pode apresentar uma coloração levemente amarelada, solúvel em água em todas as concentrações. O ácido sulfúrico pode ser tingido de marrom escuro durante a produção industrial para alertar as pessoas sobre seus perigos. O nome histórico do ácido sulfúrico - óleo de vitríolo.

O ácido sulfúrico é um ácido dibásico e tem propriedades diferentes dependendo de sua concentração. Sua corrosividade para outros materiais, como metais, tecido vivo (por exemplo, pele e carne) ou mesmo pedras, pode ser atribuída principalmente à sua natureza fortemente ácida e, na forma concentrada, às suas fortes propriedades de desidratação e oxidação. O ácido sulfúrico em alta concentração pode causar danos muito graves ao contato, pois não só causa queimaduras químicas por hidrólise, mas também queimaduras térmicas secundárias por desidratação. O ácido sulfúrico queima a córnea e pode levar à cegueira permanente se respingar nos olhos. Portanto, medidas sérias de segurança devem ser tomadas ao usá-lo. Além disso, é higroscópico, absorvendo rapidamente o vapor d'água do ar.

Com uma variedade de propriedades químicas, o ácido sulfúrico tem uma ampla gama de usos, incluindo como limpador de esgoto ácido doméstico, eletrólito em baterias de ácido de chumbo e vários agentes de limpeza. É também uma substância fundamental na indústria química. As principais aplicações incluem processamento mineral, produção de fertilizantes, refino de petróleo, tratamento de águas residuais e síntese química. O ácido sulfúrico é amplamente produzido por vários métodos, por exemplo, processo de contato, processo de catálise úmida e alguns outros métodos.

A história do ácido sulfúrico

O estudo do vitríolo começou na antiguidade. Os sumérios tinham uma lista de espécies de vitríolos, que classificaram pela cor da substância. Algumas das primeiras discussões sobre a origem e propriedades do vitríolo podem ser encontradas nas obras do médico grego Dioscórides (século I dC) e do naturalista romano Plínio, o Velho (23-79 dC). Galen também discutiu seus usos medicinais. O uso de substâncias de vitríolo na metalurgia é descrito em trabalhos alquímicos da Grécia Antiga Zosimas do Panópolis, na tese “Phisica et Mystica» e o papiro "X" de Leiden.

Alquimistas islâmicos Jabir ibn Hayyan (721-815 DC), Razi (865-925 DC) e Jamal Din al-Watwat (1318, escreveu o livro “ Mabāhij al-fikar wa-manāhij al- "ibar"), incluíram o vitríolo em suas listas de classificação de minerais. Ibn Sina focou em usos medicinais e variedades de vitríolo.

O ácido sulfúrico era chamado de "óleo de vitríolo" pelos alquimistas europeus medievais. Este título é referenciado nas obras de Vicente de Beauvais e no ensaio “ Compositum de Compositis"Atribuído a Albert, o Grande.Trecho da obra de Pseudo-Gerber " Summa perfectionis"Há muito tempo é considerada a primeira receita de ácido sulfúrico, mas foi uma interpretação equivocada.

No século 17, o químico germano-dinamarquês Johann Glauber preparou ácido sulfúrico queimando enxofre com nitrato (nitrato de potássio, KNO 3) na presença de vapor. À medida que se decompõe, o nitrato oxida o enxofre em SO 3, que se combina com a água para produzir ácido sulfúrico. Em 1736, Joshua Ward, um farmacêutico de Londres, usou esse método para iniciar a produção em grande escala de ácido sulfúrico.

Em 1746, em Birmingham, John Roebuck adaptou esse método para produzir ácido sulfúrico em câmaras com chumbo que eram mais fortes, mais baratas e maiores do que os recipientes de vidro usados \u200b\u200banteriormente. Isto processo de câmara de chumbo garantiu a industrialização eficaz da produção de ácido sulfúrico. Após algumas melhorias, esse método, chamado de "processo de câmara de chumbo" ou "processo de câmara", permaneceu o padrão para a produção de ácido sulfúrico por quase dois séculos.

O ácido sulfúrico criado no processo John Roebuck se aproximou da concentração de 65%. Melhorias posteriores no processo de câmara de chumbo por um químico francês Jose louis Gay Lussac e o químico britânico John Glover melhoraram a concentração para 78%. No entanto, alguns corantes e outros processos químicos requerem um produto mais concentrado. Ao longo do século 18, isso só poderia ser feito por meio de minerais destilados secos em uma técnica semelhante aos processos alquímicos originais. Pirita (dissulfeto de ferro, FeS 2) foi aquecida ao ar para dar sulfato de ferro (II), FeSO 4, que foi oxidado por aquecimento adicional ao ar para formar sulfato de ferro (III), Fe 2 (SO 4) 3. Quando aquecido a 480 ° C, decompõe-se em óxido de ferro (III) e trióxido de enxofre, que podem ser passados \u200b\u200bpela água para obter ácido sulfúrico em qualquer concentração. No entanto, o custo desse processo evitou o uso em larga escala de ácido sulfúrico concentrado.

Em 1831, o comerciante britânico de vinagre Peregrine Phillips patenteou o processo de contato, que era um processo muito mais econômico para a produção de trióxido de enxofre e ácido sulfúrico concentrado. Hoje, quase todo o ácido sulfúrico do mundo é produzido usando esse método.

Propriedades físicas do ácido sulfúrico

C + 2 H 2 SO 4 → CO 2 + 2 SO 2 + 2 H 2 O

S + 2 H 2 SO 4 → 3 SO 2 + 2 H 2 O

Reação com cloreto de sódio

Reage com cloreto de sódio e dá gás cloreto de hidrogênio e bissulfato de sódio:

NaCl + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HCl

Substituição eletrofílica na série aromática

O benzeno sofre substituição eletrofílica na série aromática com ácido sulfúrico para formar os ácidos sulfônicos correspondentes.

Prevalência

O ácido sulfúrico puro não ocorre naturalmente na Terra na forma anidra devido à sua alta afinidade pela água. O ácido sulfúrico liquefeito é um constituinte da chuva ácida, que é formado pela oxidação atmosférica do dióxido de enxofre na presença de água, ou seja, oxidação do ácido sulfuroso. O dióxido de enxofre é o principal subproduto formado durante a queima de combustíveis contendo enxofre, como carvão ou petróleo.

O ácido sulfúrico é produzido naturalmente por meio da oxidação de minerais de sulfeto, como o sulfeto de ferro. A água resultante pode ser altamente ácida e é conhecida como drenagem ácida de água de mina (ACSD) ou drenagem ácida de rocha (DCS). Essa água ácida é capaz de dissolver os metais presentes na rocha sulfetada, resultando em fluxos tóxicos de cores vivas. Na oxidação da pirita (sulfeto de ferro) com oxigênio molecular, forma-se ferro (II) ou Fe 2+:

2 FeS 2 (t.w.) + 7 O 2 + 2 H 2 O → 2 Fe 2+ (s.r.) + 4 SO 4 2− (w.r.) + 4 H +

4 Fe 2+ + O 2 + 4 H + → 4 Fe 3+ + 2 H 2 O

O Fe 3+ obtido pode ser precipitado como hidróxido ou óxido hidratado:

Fe 3+ (s.r.) + 3 H 2 O → Fe (OH) 3 (t.w.) + 3 H +

O íon de ferro (III) ("ferro férrico") também pode oxidar a pirita:

FeS 2 (g) + 14 Fe 3+ + 8 H 2 O → 15 Fe 2+ (w.r.) + 2 SO 4 2− (w.r.) + 16 H +

Quando a pirita é oxidada com ferro (III), o processo pode se acelerar. No DCP formado por esse processo, foram medidos valores de pH abaixo de zero.

O DCP também pode formar ácido sulfúrico em uma taxa mais baixa, de modo que a capacidade de neutralização de ácido (NSC) do aquífero pode neutralizar o ácido produzido. Em tais casos, a concentração de sólidos dissolvidos totais (TTS) da água pode ser aumentada a partir da solução mineral a partir da reação de neutralização de ácido com os minerais.

O ácido sulfúrico é usado como proteção por certas espécies marinhas, como algas marrons Desmarestia munda (ordem desmarestia) concentram ácido sulfúrico em vacúolos celulares.

Ácido sulfúrico extraterrestre

Vênus

O ácido sulfúrico é formado na atmosfera superior de Vênus por uma reação fotoquímica ao dióxido de carbono, dióxido de enxofre e vapor de água. Prótons ultravioleta de comprimento de onda inferior a 169 nm podem fotodissociar dióxido de carbono em monóxido de carbono e oxigênio atômico. O oxigênio atômico é altamente reativo. Quando reage com o dióxido de enxofre, um componente residual presente na atmosfera de Vênus, o resultado é o trióxido de enxofre, que pode se combinar com o vapor de água, outro componente menor da atmosfera de Vênus, para formar ácido sulfúrico. Na atmosfera superior mais fria de Vênus, o ácido sulfúrico existe como um líquido, e espessas nuvens de ácido sulfúrico escondem completamente a superfície do planeta quando visto de cima. A principal camada de nuvens se estende por 45-70 km acima da superfície do planeta, neblinas menos densas se estendem abaixo de 30 km e 90 km acima de sua superfície. As nuvens venusianas permanentes formam chuva ácida concentrada, assim como as nuvens na atmosfera da Terra formam chuva aquosa.

A atmosfera exibe um ciclo de ácido sulfúrico. Quando as gotas de ácido sulfúrico caem através do gradiente de temperatura das camadas mais quentes da atmosfera, elas se aquecem e liberam vapor d'água, tornando-se cada vez mais concentradas. Quando atingem temperaturas acima de 300 ° C, o ácido sulfúrico começa a se decompor em trióxido de enxofre e água, na fase gasosa. O trióxido de enxofre é altamente reativo e se decompõe em dióxido de enxofre e oxigênio atômico, que oxida traços de monóxido de carbono para formar dióxido de carbono. O dióxido de enxofre e o vapor d'água sobem nas correntes convectivas das camadas atmosféricas intermediárias para as superiores, onde são novamente transformados em ácido sulfúrico - o ciclo se repete.

Europa

O espectro infravermelho da missão Galileo da NASA mostra absorção distinta na lua de Júpiter, Europa, que foi atribuída a um ou mais hidratos de ácido sulfúrico. O ácido sulfúrico em solução com água causa uma diminuição significativa no ponto de congelamento do ponto de fusão da água, para -63 ° C, e isso tornaria mais provável que soluções líquidas existissem sob a crosta de gelo de Europa. A interpretação do espectro é um tanto duvidosa. Alguns cientistas planetários preferem atribuir propriedades espectrais ao íon sulfato, possivelmente como parte de um ou mais minerais na superfície de Europa.

Produção de ácido sulfúrico

O ácido sulfúrico é formado a partir de enxofre, oxigênio e água através do processo de contato tradicional (DKDA - duplocontatando - absorção dupla) ou o processo de catálise úmida de ácido sulfúrico (MSCA).

Processo de contato

S (g) + O 2 (g) → SO 2 (g)

Ele é então oxidado a trióxido de enxofre usando oxigênio na presença de um catalisador de óxido de vanádio (V). Esta reação é reversível e a formação de trióxido de enxofre é uma reação exotérmica.

2 SO 2 (g) + O 2 (g) ≡ 2 SO 3 (g) (na presença de V 2 O 5)

O trióxido de enxofre é absorvido por 97-98% de H 2 SO 4 para formar oleum (H 2 S 2 O 7), também conhecido como ácido sulfúrico fumante... O oleum é então diluído com água para formar ácido sulfúrico concentrado.

H 2 SO 4 (l) + SO 3 (g) → H 2 S 2 O 7 (l)

H2S2O7 (l) + H2O (l) → 2H2SO4 (l)

Deve-se notar que não é prático dissolver diretamente o SO 3 em água devido à forte natureza exotérmica da reação entre o trióxido de enxofre e a água. Na reação, em vez de um líquido, forma-se um aerossol corrosivo, que é muito difícil de separar.

SO 3 (g) + H 2 O (l) → H 2 SO 4 (l)

Processo de catálise úmida de ácido sulfúrico

No primeiro estágio, o enxofre é queimado para formar dióxido de enxofre.

S (t.w.) + O 2 (g.) → SO 2 (g.)

Ou, alternativamente, gás sulfureto de hidrogênio (H 2 S) é queimado em gás SO 2:

2 H 2 S + 3 O 2 → 2 H 2 O + 2 SO 2 (−518 kJ / mol)

Ele é então oxidado a trióxido de enxofre usando oxigênio com óxido de vanádio (V) como catalisador.

2 SO 2 + O 2 → 2 SO 3 (-99 kJ / mol) (a reação é reversível)

O trióxido de enxofre é hidratado em ácido sulfúrico H 2 SO 4:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 (g) (−101 kJ / mol)

A última etapa é a condensação do ácido sulfúrico em H 2 SO 4 líquido 97-98%:

H2SO4 (g) → H2SO4 (l) (-69 kJ / mol)

Outros métodos

Outro método é o método do metabissulfito menos estudado, no qual o metabissulfito é colocado no fundo de um copo e é adicionado ácido clorídrico 12,6 molar. O gás resultante borbulha através do ácido nítrico, liberando vapores marrons / vermelhos. A conclusão da reação é marcada pela cessação dos vapores. Este método não forma uma névoa inseparável, o que é bastante conveniente.

O ácido sulfúrico pode ser produzido em laboratório queimando enxofre no ar e dissolvendo o gás resultante em uma solução de peróxido de hidrogênio.

SO 2 + H 2 O 2 → H 2 SO 4

Até 1900, a maior parte do ácido sulfúrico era produzida no processo em uma câmara de chumbo. Já em 1940, até 50% do ácido sulfúrico produzido nos Estados Unidos era obtido por meio de um processo em câmara de chumbo.

Do início a meados do século 19, as plantas de vitríolo existiam, entre outros locais, em Prestonpans, Escócia, Shropshire e no Vale Lagen em County Antrim, Irlanda, onde o vitríolo era usado para branquear o linho. Anteriormente, o linho era branqueado com leite, mas era um processo lento e o uso de vitríolo acelerava o processo de branqueamento.

Aplicação de ácido sulfúrico

O ácido sulfúrico é um produto químico muito importante e, de fato, a produção nacional de ácido sulfúrico é um bom indicador de força industrial. A produção mundial em 2004 foi de cerca de 180 milhões de toneladas com a seguinte distribuição geográfica: Ásia 35%, América do Norte (incluindo México) 24%, África 11%, Europa Ocidental 10%, Europa Oriental e Rússia 10%, Austrália e Oceania 7%, América do Sul 7%. A maior parte deste volume (~ 60%) é usada para fertilizantes, em particular superfosfatos, fosfato de amônio e sulfatos de amônio. Cerca de 20% é usado na indústria química para a produção de detergentes, resinas sintéticas, corantes, produtos farmacêuticos, catalisadores de petróleo, inseticidas e anticongelantes, bem como em vários processos, como poços de petróleo de acidificação, recuperação de alumínio, colagem de papel, tratamento de água. Cerca de 6% do uso é em pigmentos, incluindo tintas, esmaltes, tintas corantes, tecidos e papéis revestidos; o restante é para diversos fins, como explosivos, celofane, acetato e tecidos de rayon, lubrificantes, metais não ferrosos e baterias.

Produção industrial de produtos químicos

O ácido sulfúrico é usado principalmente no "método úmido" para produzir ácido fosfórico, que é usado para produzir fertilizantes fosfatados. Este método usa rocha fosfática, das quais mais de 100 milhões de toneladas são processadas anualmente. Essa matéria-prima é apresentada a seguir como fluoroapatita, embora a composição exata possa variar. É tratado com ácido sulfúrico 93% para produzir sulfato de cálcio, fluoreto de hidrogênio (HF) e ácido fosfórico. HF é removido como ácido fluorídrico. Todo o processo pode ser representado como:

Ca 5 F (PO 4) 3 + 5 H 2 SO 4 + 10 H 2 O → 5 CaSO 4 2 H 2 O + HF + 3 H 3 PO 4

O sulfato de amônio, um fertilizante de nitrogênio importante, é mais frequentemente produzido como um subproduto de fornos de coque que fornecem ferro e aço. A reação da amônia formada na decomposição térmica do carvão com o ácido sulfúrico residual permite que a amônia se cristalize como um sal (muitas vezes marrom devido à contaminação do ferro) para venda à indústria agroquímica.

Outro uso importante do ácido sulfúrico é na produção de sulfato de alumínio, também conhecido como alúmen para fabricantes de papel. Ele pode reagir com pequenas quantidades de sabão nas fibras de fornecimento para dar carboxilatos de alumínio gelatinosos, que ajudam a coagular as fibras de celulose em uma superfície de papel dura. Ele também é usado para fazer hidróxido de alumínio, que é usado em estações de tratamento de água para filtrar esgotos e melhorar o sabor da água. O sulfato de alumínio é produzido pela reação da bauxita com ácido sulfúrico:

Al 2 O 3 + 3 H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O

O ácido sulfúrico também é importante na produção de soluções de corantes.

Ciclo de enxofre-iodo

O ciclo de enxofre-iodo é uma série de processos termoquímicos usados \u200b\u200bpara produzir hidrogênio. Consiste em três reações químicas, o reagente da rede é a água e os produtos da rede - hidrogênio e oxigênio.

Compostos de enxofre e iodo são recuperados e reutilizados, então o processo é visto como um ciclo. Este processo endotérmico deve ocorrer em altas temperaturas, então a energia deve ser fornecida na forma de calor.

O ciclo enxofre-iodo tem sido proposto como uma forma de fornecer hidrogênio para uma economia baseada no hidrogênio. Não requer hidrocarbonetos como os métodos modernos de reforma a vapor. Mas deve-se notar que toda a energia disponível em hidrogênio assim gerado é fornecida pelo calor usado para produzi-lo.

O ciclo de enxofre-iodo está sendo investigado como um método possível para produzir hidrogênio, mas o ácido corrosivo concentrado em altas temperaturas ainda representa uma ameaça insuperável à segurança se o processo for construído em grande escala.

Limpador industrial

O ácido sulfúrico é usado em grandes quantidades na indústria de ferro e aço e na fabricação de aço para remover oxidação, corrosão e incrustação de chapas laminadas e tarugos antes de ser vendido para uso na indústria automotiva e na fabricação de instrumentos essenciais. O ácido usado é frequentemente reciclado usando uma unidade de recuperação de ácido residual (SPR). Essas plantas queimam resíduos de ácido com gás natural, gás de refinaria, óleo combustível ou outras fontes de combustível. Este processo de combustão produz dióxido de enxofre (SO 2) gasoso e trióxido de enxofre (SO 3), que são então usados \u200b\u200bpara produzir "novo" ácido sulfúrico. As unidades ROK são inclusões comuns em fundições de metal, refinarias e outras indústrias onde o ácido sulfúrico é consumido em grandes quantidades, pois a unidade ROK é muito mais barata do que os custos repetidos de descarte de ácido esgotado e compra de novo ácido.

Catalisador

O ácido sulfúrico é usado para diversos fins na indústria química. Por exemplo, é um catalisador ácido comum para converter oxima de ciclohexanona em caprolactama, que é usada para fazer náilon. É usado para produzir ácido clorídrico a partir do sal pelo processo de Mannheim. H 2 SO 4 é amplamente utilizado no refino de petróleo, por exemplo, como um catalisador para a reação de isobutano com isobutileno para formar isooctano, um composto que aumenta o número de octanas da gasolina.

Eletrólito

O ácido sulfúrico atua como um catalisador em baterias de ácido de chumbo (carro) (bateria de ácido de chumbo):

No ânodo:

Pb + SO 4 2- ⇌ PbSO 4 + 2 e -

No cátodo:

PbO 2 + 4 H + + SO 4 2- + 2 e - ⇌ PbSO 4 + 2 H 2 O

Pb + PbO 2 + 4 H + + 2 SO 4 2- ⇌ 2 PbSO 4 + 2 H 2 O

Uso doméstico

O ácido sulfúrico concentrado costuma ser o ingrediente principal em produtos de limpeza ácidos para tubos de descida, usados \u200b\u200bpara remover gordura, cabelo, papel de embrulho e muito mais. Semelhante às versões alcalinas, esses limpadores de cachimbo podem dissolver gorduras e proteínas por meio da hidrólise. Além disso, como o ácido sulfúrico concentrado tem uma forte propriedade desidratante, ele pode dissolver o papel de embrulho também por meio do processo de desidratação. Visto que o ácido pode reagir vigorosamente com a água, esses limpadores de cachimbo ácidos devem ser adicionados lentamente ao tubo para limpeza.

Saúde

O ácido sulfúrico e as resinas fenólicas sulfonadas são os principais ingredientes do Debacterol, uma substância tópica líquida usada no tratamento da estomatite aftosa recorrente (úlceras gangrenosas) ou em qualquer procedimento oral que requeira desbridamento focal controlado do tecido necrótico.

Segurança de ácido sulfúrico

Risco de laboratório

O ácido sulfúrico é perigosamente corrosivo e pode causar queimaduras graves. Junto com outros ácidos fortes corrosivos e álcalis fortes, leva a queimaduras químicas, pois degrada rapidamente proteínas e gorduras em tecidos vivos por meio da hidrólise de amida e hidrólise de éster. Além disso, também apresenta uma propriedade desidratante que desidrata hidrocarbonetos, gerando excesso de calor e levando a queimaduras térmicas secundárias, além de queimaduras químicas. Por causa disso, o dano causado pelo ácido sulfúrico é potencialmente mais perigoso ou sério do que o dano causado por muitos outros ácidos fortes comparáveis \u200b\u200bencontrados em laboratórios, como o ácido sulfúrico e o ácido nítrico. Ele ataca rapidamente a córnea ao entrar no olho, resultando em cegueira permanente. Além do mais, pode causar danos permanentes aos órgãos internos e pode ser fatal se ingerido. Sempre use equipamento de proteção ao transportar ácido sulfúrico. Além disso, este forte agente oxidante em alta concentração é corrosivo para muitos metais e deve ser armazenado com cuidado.

O perigo é maior com preparações de ácido sulfúrico mais concentradas. Soluções iguais ou maiores que 1,5 M são rotuladas como "Corrosivas", enquanto soluções maiores que 0,5 M, mas menores que 1,5 M são rotuladas como "Irritantes". No entanto, mesmo o grau normal de laboratório "liquefeito" (aproximadamente 1 M, 10%) irá desidratar o papel se deixado em contato por um período de tempo suficiente.

O primeiro socorro padrão para derramamentos de ácido na pele, como com outras substâncias corrosivas, é enxaguar com grandes quantidades de água. O enxágue é continuado por pelo menos dez a quinze minutos para resfriar o tecido que envolve a queimadura de ácido e evitar danos secundários. As roupas contaminadas são imediatamente removidas e a pele por baixo é bem lavada.

Uma preparação de ácido liquefeito também pode ser perigosa devido ao calor gerado durante o processo de liquefação. O ácido sulfúrico concentrado é sempre adicionado à água, e não vice-versa, para aproveitar a capacidade de calor relativamente alta da água. Adicionar água ao ácido sulfúrico concentrado dispersa aerossóis de ácido sulfúrico, ou pior, explode. A preparação de soluções com concentração superior a 6 M (35%) é a mais perigosa, pois o calor gerado pode ser suficiente para ferver o ácido liquefeito: é necessária uma agitação mecânica eficaz e resfriamento externo (por exemplo, um banho de gelo).

Em uma escala de laboratório, o ácido sulfúrico pode ser dissolvido despejando ácido concentrado em gelo picado a partir de água desionizada. O gelo derrete em um processo endotérmico enquanto dissolve o ácido. A quantidade de calor necessária para derreter o gelo neste processo é maior do que a quantidade de calor gerada pela dissolução do ácido, portanto a solução permanece fria. Depois que o gelo derrete, mais liquefação pode ocorrer com água.

O ácido sulfúrico puro deve ser armazenado com segurança em recipientes de vidro ou garrafas.

Risco industrial

Embora o ácido sulfúrico não seja inflamável, o contato com metais em caso de derramamento pode liberar gás hidrogênio. A dissipação de aerossóis ácidos e gás de dióxido de enxofre é um risco adicional de incêndio envolvendo ácido sulfúrico.

Os principais riscos ocupacionais apresentados por este ácido são o contato com a pele, levando a queimaduras (ver acima) e a inalação de aerossóis. A exposição a aerossóis em altas concentrações causa irritação imediata e severa nos olhos, trato respiratório e membranas mucosas: isso cessa rapidamente após a exposição, embora haja um risco de edema pulmonar subsequente se o dano ao tecido for mais severo. Em concentrações mais baixas, o sintoma mais comumente relatado de exposição crônica a aerossóis de ácido sulfúrico é a cárie dentária, encontrada em praticamente todos os estudos: as indicações de possível lesão crônica das vias aéreas são inconclusivas, de acordo com dados de 1997 nos Estados Unidos, o limite de exposição permissível (PEL) para ácido sulfúrico é fixado em 1 mg / m 3: os limites em outros países são semelhantes. Há relatos de absorção de ácido sulfúrico levando à deficiência de vitamina B12 com degeneração combinada subaguda. Nesses casos, a medula espinhal é mais frequentemente afetada, mas desmielinização, perda de axônios e gliose podem ser encontradas nos nervos ópticos.

Restrições legais

As vendas internacionais de ácido sulfúrico são controladas pela Convenção das Nações Unidas contra o Tráfico Ilícito de Entorpecentes e Substâncias Psicotrópicas, de 1988, que incluiu o enxofre na lista da Tabela II da Convenção como um produto químico freqüentemente usado na produção ilícita de entorpecentes e substâncias psicotrópicas.

Nos Estados Unidos, o ácido sulfúrico está incluído na Tabela II da lista de produtos químicos essenciais ou originais estabelecida de acordo com a Lei de Desvio e Tráfico de Produtos Químicos Proibidos. Consequentemente, as transações de ácido sulfúrico, como vendas, movimentações, exportações dos EUA e importações para os EUA, estão sujeitas à regulamentação e monitoramento da US Drug Enforcement Administration.

O ácido sulfúrico diluído e concentrado são produtos químicos tão importantes que mais deles são produzidos no mundo do que qualquer outra substância. A riqueza econômica de um país pode ser estimada pelo volume de ácido sulfúrico produzido nele.

Processo de dissociação

O ácido sulfúrico é usado na forma de soluções aquosas de várias concentrações. Ele sofre uma reação de dissociação em dois estágios, produzindo íons H + em solução.

H2SO4 \u003d H + + HSO4 -;

HSO 4 - \u003d H + + SO 4 -2.

O ácido sulfúrico é forte e o primeiro estágio de sua dissociação é tão intenso que quase todas as moléculas originais se decompõem em íons H + e íons HSO 4 -1 (hidrossulfato) em solução. Este último decompõe-se parcialmente, liberando outro íon H + e deixando o íon sulfato (SO 4 -2) em solução. No entanto, o sulfato de hidrogênio, sendo um ácido fraco, ainda prevalece em solução sobre o H + e o SO 4 -2. Sua dissociação completa ocorre apenas quando a densidade da solução de ácido sulfúrico se aproxima, ou seja, com forte diluição.

Propriedades do ácido sulfúrico

É especial no sentido de que pode atuar como um ácido comum ou como um forte agente oxidante, dependendo de sua temperatura e concentração. Uma solução fria de ácido sulfúrico diluído reage com metais ativos para formar um sal (sulfato) e liberar gás hidrogênio. Por exemplo, a reação entre o H 2 SO 4 diluído a frio (assumindo sua dissociação completa em dois estágios) e o zinco metálico se parece com isto:

Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2.

O ácido sulfúrico concentrado a quente, cuja densidade é de cerca de 1,8 g / cm 3, pode atuar como um agente oxidante, reagindo com materiais geralmente inertes aos ácidos, como o cobre metálico. No decurso da reação, o cobre é oxidado e a massa do ácido diminui, e uma solução (II) em água e dióxido de enxofre gasoso (SO 2) são formados em vez de hidrogênio, o que seria esperado quando o ácido interage com o metal.

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

Como é a concentração das soluções expressa em geral

Na verdade, a concentração de qualquer solução pode ser expressa de várias maneiras, mas a concentração mais usada é o peso. Mostra o número de gramas em uma determinada massa ou volume de uma solução ou solvente (geralmente 1000 g, 1000 cm 3, 100 cm 3 e 1 dm 3). Em vez da massa de uma substância em gramas, você pode pegar sua quantidade, expressa em moles - então, obtém-se uma concentração molar por 1000 g ou 1 dm 3 de uma solução.

Se a concentração molar é determinada em relação não à quantidade de solução, mas apenas ao solvente, então é chamada de molalidade da solução. É caracterizado pela independência da temperatura.

Freqüentemente, a concentração em peso é indicada em gramas por 100 g de solvente. Multiplicando este indicador por 100%, você o obtém em porcentagem de peso (concentração percentual). É esse método mais frequentemente usado quando aplicado a soluções de ácido sulfúrico.

Cada valor da concentração de uma solução, determinado a uma dada temperatura, corresponde à sua densidade muito específica (por exemplo, a densidade de uma solução de ácido sulfúrico). Portanto, às vezes a solução é caracterizada por ele. Por exemplo, uma solução de H 2 SO 4, caracterizada por uma concentração percentual de 95,72%, tem uma densidade de 1,835 g / cm 3 em t \u003d 20 ° C. Como determinar a concentração de tal solução se apenas a densidade do ácido sulfúrico for dada? A tabela com essa correspondência é parte integrante de qualquer livro de química geral ou analítica.

Exemplo de conversão de concentração

Vamos tentar passar de uma forma de expressar a concentração de uma solução para outra. Suponha que temos uma solução de H 2 SO 4 em água com uma concentração percentual de 60%. Primeiro, determinamos a densidade correspondente do ácido sulfúrico. Uma tabela contendo as concentrações percentuais (primeira coluna) e as densidades correspondentes de uma solução aquosa de H2SO4 (quarta coluna) é mostrada abaixo.

Usando-o, determinamos o valor desejado, que é 1,4987 g / cm 3. Vamos agora calcular a molaridade desta solução. Para isso, é necessário determinar a massa de H 2 SO 4 em 1 litro de solução e o número correspondente de moles de ácido.

O volume, que é ocupado por 100 g da solução inicial:

100 / 1,4987 \u003d 66,7 ml.

Uma vez que 66,7 mililitros de uma solução a 60% contém 60 g de ácido, 1 litro conterá:

(60 / 66,7) x 1000 \u003d 899,55 g.

O peso molar do ácido sulfúrico é 98. Portanto, o número de moles contido em 899,55 g de seus gramas será igual a:

899,55 / 98 \u003d 9,18 mol.

A dependência da densidade na concentração é mostrada na Fig. abaixo.

Usos do ácido sulfúrico

É usado em várias indústrias. Na produção de ferro e aço, é utilizado para limpar a superfície do metal antes de ser revestido com outra substância, está envolvido na criação de corantes sintéticos, além de outros tipos de ácidos, como os ácidos clorídrico e nítrico. Também é utilizado na produção de fármacos, fertilizantes e explosivos, sendo também um importante reagente para a remoção de impurezas do petróleo na indústria de refino de petróleo.

Este produto químico é extremamente útil em casa e está prontamente disponível como uma solução de ácido sulfúrico usada em baterias de ácido de chumbo (como as encontradas em carros). Esse ácido tem tipicamente uma concentração de cerca de 30% a 35% de H2SO4 em peso, sendo o equilíbrio água.

Para muitas aplicações domésticas, 30% H 2 SO 4 será mais do que suficiente para atender às suas necessidades. No entanto, a indústria também exige uma concentração muito maior de ácido sulfúrico. Normalmente, durante o processo de produção, primeiro é obtido suficientemente diluído e contaminado com impurezas orgânicas. O ácido concentrado é produzido em duas etapas: primeiro, é elevado para 70% e, depois, na segunda etapa, elevado para 96-98%, que é o limite para uma produção economicamente viável.

Densidade do ácido sulfúrico e seu grau

Embora quase 99% de ácido sulfúrico possa ser obtido brevemente na ebulição, a perda subsequente de SO 3 no ponto de ebulição resulta em uma redução da concentração para 98,3%. Em geral, a variedade com 98% é mais estável na prateleira.

Os graus comerciais de ácido diferem em sua concentração percentual, e para eles são escolhidos aqueles valores nos quais as temperaturas de cristalização são mínimas. Isso é feito para reduzir a precipitação de cristais de ácido sulfúrico durante o transporte e armazenamento. As principais variedades são as seguintes:

• Torre (nitroso) - 75%. A densidade desse tipo de ácido sulfúrico é 1670 kg / m 3. Obtenha assim chamado. o método nitroso, em que o gás de queima obtido durante a queima da matéria-prima primária, contendo dióxido de enxofre SO 2, é tratado com nitrose em torres revestidas (daí o nome do grau) (também é H 2 SO 4, mas com óxidos de nitrogênio dissolvidos nele). Com isso, são liberados óxidos de ácido e nitrogênio, que não são consumidos no processo, mas voltam ao ciclo produtivo.
• Contato - 92,5-98,0%. A densidade de ácido sulfúrico 98% deste grau é 1836,5 kg / m 3. Também é obtido a partir de gás de torrefação contendo SO 2, e o processo envolve a oxidação do dióxido a anidrido SO 3 após contato (daí o nome do grau) com várias camadas de catalisador de vanádio sólido.
• Oleum - 104,5%. Sua densidade é de 1896,8 kg / m 3. Esta é uma solução de SO 3 em H 2 SO 4, em que o primeiro componente contém 20%, e ácidos - exatamente 104,5%.
• Óleo de alta porcentagem - 114,6%... Sua densidade é de 2002 kg / m 3.
• Recarregável - 92-94%.

Como funciona a bateria de um carro

O funcionamento deste um dos dispositivos elétricos mais populares é inteiramente baseado em processos eletroquímicos que ocorrem na presença de uma solução aquosa de ácido sulfúrico.

Uma bateria de carro contém um eletrólito de ácido sulfúrico diluído, além de vários eletrodos positivos e negativos. As placas positivas são feitas de um material marrom-avermelhado, dióxido de chumbo (PbO 2), e as placas negativas são feitas de chumbo "esponjoso" acinzentado (Pb).

Como os eletrodos são feitos de chumbo ou de um material contendo chumbo, esse tipo de bateria costuma ser chamado de desempenho, ou seja, o valor da tensão de saída, é determinado diretamente por qual é a densidade do ácido sulfúrico em um determinado momento (kg / m3 ou g / cm 3), preenchido na bateria como um eletrólito.

O que acontece com o eletrólito quando a bateria é descarregada

O eletrólito de bateria de chumbo-ácido é uma solução de ácido sulfúrico de bateria em água destilada quimicamente pura com uma porcentagem de 30% quando totalmente carregada. O ácido puro tem uma densidade de 1,835 g / cm 3, eletrólito - cerca de 1,300 g / cm 3. Quando a bateria é descarregada, ocorrem reações eletroquímicas, como resultado das quais o ácido sulfúrico é removido do eletrólito. A densidade da concentração da solução depende quase proporcionalmente, portanto deve diminuir devido à diminuição da concentração do eletrólito.

Enquanto a corrente de descarga flui pela bateria, o ácido próximo aos eletrodos é usado ativamente e o eletrólito se torna cada vez mais diluído. A difusão do ácido do volume de todo o eletrólito para as placas do eletrodo mantém uma intensidade aproximadamente constante das reações químicas e, como resultado, a voltagem de saída.

No início do processo de descarga, a difusão do ácido do eletrólito para as placas ocorre rapidamente, pois o sulfato formado neste processo ainda não obstruiu os poros do material ativo dos eletrodos. Conforme o sulfato começa a se formar e preencher os poros dos eletrodos, a difusão ocorre mais lentamente.

Em teoria, é possível continuar a descarga até que todo o ácido se esgote e o eletrólito seja água pura. No entanto, a experiência mostra que as descargas não devem continuar após a densidade do eletrólito cair para 1,150 g / cm 3.

Quando a densidade cai de 1.300 para 1.150, isso significa que muito sulfato se formou durante as reações, e ele preenche todos os poros dos materiais ativos das placas, ou seja, quase todo o ácido sulfúrico já foi retirado da solução. A densidade depende da concentração proporcionalmente, e a carga da bateria também depende da densidade. Na fig. abaixo mostra a dependência da carga da bateria na densidade do eletrólito.

Alterar a densidade do eletrólito é a melhor maneira de determinar o estado de descarga de uma bateria, desde que seja usada corretamente.

Grau de descarga de uma bateria de carro dependendo da densidade do eletrólito

Sua densidade deve ser medida a cada duas semanas e as leituras devem ser registradas continuamente para uso futuro.

Quanto mais denso o eletrólito, mais ácido ele contém e mais carregada está a bateria. Uma densidade de 1.300-1.280 g / cm3 indica uma carga completa. Como regra, os seguintes graus de descarga da bateria diferem dependendo da densidade do eletrólito:

• 1.300-1.280 - totalmente carregado:
• 1.280-1.200 - mais da metade descarregada;
• 1.200-1.150 - menos da metade da carga;
• 1.150 - quase descarregado.

Uma bateria totalmente carregada tem uma voltagem de 2,5 a 2,7 V por célula antes de ser conectada à rede do carro. Assim que a carga é conectada, a voltagem cai rapidamente para cerca de 2,1 V em três ou quatro minutos. Isso ocorre devido à formação de uma fina camada de sulfato de chumbo na superfície das almofadas negativas e entre a camada de peróxido de chumbo e o metal das almofadas positivas. O valor final da tensão da célula após a conexão com a rede do carro é de cerca de 2,15 a 2,18 volts.

Quando a corrente começa a fluir pela bateria durante a primeira hora de operação, a voltagem cai para 2 V, o que é explicado por um aumento na resistência interna das células devido à formação de mais sulfato, que preenche os poros das placas, e a retirada do ácido do eletrólito. Pouco antes do início do fluxo do eletrólito, o máximo é igual a 1.300 g / cm 3. A princípio, sua rarefação ocorre rapidamente, mas depois um estado de equilíbrio é estabelecido entre a densidade do ácido próximo às placas e no volume principal do eletrólito, a seleção do ácido pelos eletrodos é suportada pelo influxo de novas partes do ácido da parte principal do eletrólito. Nesse caso, a densidade média do eletrólito continua a diminuir de forma constante de acordo com a dependência mostrada na Fig. superior. Após a queda inicial, a tensão diminui mais lentamente, a taxa de sua diminuição depende da carga da bateria. O cronograma do processo de descarga é mostrado na Fig. abaixo.

Monitorando o estado do eletrólito na bateria

Um densímetro é usado para determinar a densidade. Consiste em um pequeno tubo de vidro selado com uma expansão na extremidade inferior preenchida com granalha ou mercúrio e uma escala graduada na extremidade superior. Esta escala é rotulada de 1.100 a 1.300 com vários valores intermediários, conforme mostrado na Fig. abaixo. Se este hidrômetro for colocado em um eletrólito, ele irá afundar até uma certa profundidade. Nesse caso, ele deslocará um certo volume de eletrólito e, quando uma posição de equilíbrio for alcançada, o peso do volume deslocado será simplesmente igual ao peso do hidrômetro. Uma vez que a densidade do eletrólito é igual à relação entre seu peso e seu volume, e o peso do hidrômetro é conhecido, então cada nível de sua imersão na solução corresponde a sua densidade certa.

Alguns hidrômetros não possuem escala com valores de densidade, mas são marcados com as palavras: “Carregado”, “Meio choque”, “choque total” ou similar.

DEFINIÇÃO

Anidro ácido sulfúrico é um líquido pesado e viscoso que se mistura facilmente com água em qualquer proporção: a interação é caracterizada por um efeito exotérmico extremamente alto (~ 880 kJ / mol com diluição infinita) e pode levar à ebulição explosiva e respingos da mistura se água for adicionada a um ácido; portanto, é tão importante usar sempre a ordem inversa no preparo das soluções e adicionar ácido à água, lentamente e com agitação.

Algumas das propriedades físicas do ácido sulfúrico são mostradas na tabela.

O H 2 SO 4 anidro é um composto notável com uma constante dielétrica incomumente alta e condutividade elétrica muito alta, que se deve à autodissociação iônica (autoprotólise) do composto, bem como ao mecanismo de condução de corrida de relé com transferência de prótons, que garante o fluxo de corrente elétrica através de um líquido viscoso com um grande número de ligações de hidrogênio.

Tabela 1. Propriedades físicas do ácido sulfúrico.

Produção de ácido sulfúrico

O ácido sulfúrico é o produto químico industrial mais importante e o ácido de alto volume mais barato em qualquer país do mundo.

O ácido sulfúrico concentrado ("óleo de vitríolo") foi primeiro obtido por aquecimento de "vitríolo verde" FeSO 4 × nH 2 O e consumido em grandes quantidades para obter Na 2 SO 4 e NaCl.

No processo moderno de produção de ácido sulfúrico, utiliza-se um catalisador constituído de óxido de vanádio (V) com adição de sulfato de potássio sobre suporte de sílica ou terra diatomácea. O dióxido de enxofre SO 2 é obtido queimando enxofre puro ou torrando minério de sulfeto (principalmente pirita ou minérios de Cu, Ni e Zn) no processo de extração desses metais. Em seguida, o SO 2 é oxidado a trióxido e, em seguida, o ácido sulfúrico é obtido por dissolução em água:

S + O2 → SO2 (ΔH0 - 297 kJ / mol);

SO 2 + ½ O 2 → SO 3 (ΔH 0 - 9,8 kJ / mol);

SO3 + H2O → H2SO4 (ΔH0 - 130 kJ / mol).

Propriedades químicas do ácido sulfúrico

O ácido sulfúrico é um ácido dibásico forte. No primeiro estágio em soluções de baixa concentração, ele se dissocia quase completamente:

H2SO4 ↔H + + HSO4 -.

Dissociação na segunda etapa

HSO 4 - ↔H + + SO 4 2-

prossegue em menor grau. Constante de dissociação do ácido sulfúrico no segundo estágio, expressa pela atividade de íons, K 2 \u003d 10 -2.

Como ácido dibásico, o ácido sulfúrico forma duas séries de sais: médio e ácido. Os sais médios do ácido sulfúrico são chamados de sulfatos e os ácidos são chamados de hidrossulfatos.

O ácido sulfúrico absorve avidamente o vapor de água e, portanto, é frequentemente usado para secar gases. A capacidade de absorver água também explica a carbonização de muitas substâncias orgânicas, principalmente as pertencentes à classe dos carboidratos (fibras, açúcar, etc.), quando expostas ao ácido sulfúrico concentrado. O ácido sulfúrico remove o hidrogênio e o oxigênio dos carboidratos, que formam a água, e o carbono é liberado na forma de carvão.

O ácido sulfúrico concentrado, especialmente quando quente, é um agente oxidante energético. Oxida HI e HBr (mas não HCl) em halogênios livres, carvão em CO 2, enxofre em SO 2. Essas reações são expressas pelas equações:

8HI + H2SO4 \u003d 4I2 + H2S + 4H2O;

2HBr + H2SO4 \u003d Br2 + SO2 + 2H2O;

C + 2H2SO4 \u003d CO2 + 2SO2 + 2H2O;

S + 2H2SO4 \u003d 3SO2 + 2H2O.

A interação do ácido sulfúrico com os metais ocorre de forma diferente dependendo de sua concentração. O ácido sulfúrico diluído oxida com seu íon hidrogênio. Portanto, ele interage apenas com os metais que ficam na série de tensões apenas até o hidrogênio, por exemplo:

Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2.

No entanto, o chumbo não é solúvel em ácido diluído porque o sal de PbSO4 resultante é insolúvel.

O ácido sulfúrico concentrado é um agente oxidante devido ao enxofre (VI). Ele oxida metais até e incluindo prata. Os produtos de sua redução podem ser diferentes dependendo da atividade do metal e das condições (concentração de ácido, temperatura). Ao interagir com metais de baixa atividade, por exemplo, com cobre, o ácido é reduzido a SO 2:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

Ao interagir com metais mais ativos, os produtos de redução podem ser dióxido e enxofre livre e sulfeto de hidrogênio. Por exemplo, ao interagir com o zinco, podem ocorrer reações:

Zn + 2H2SO4 \u003d ZnSO4 + SO2 + 2H2O;

3Zn + 4H2SO4 \u003d 3ZnSO4 + S ↓ + 4H2O;

4Zn + 5H 2 SO 4 \u003d 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Aplicação de ácido sulfúrico

O uso de ácido sulfúrico varia de país para país e de década a década. Por exemplo, nos Estados Unidos, atualmente, a principal área de consumo de H 2 SO 4 é a produção de fertilizantes (70%), seguida pela produção química, metalurgia, refino de petróleo (~ 5% em cada região). No Reino Unido, a distribuição do consumo pela indústria é diferente: apenas 30% do H 2 SO 4 produzido é usado na produção de fertilizantes, mas 18% vai para tintas, pigmentos e produtos intermediários para a produção de tintas, 16% para a indústria química, 12% para a produção de sabão e detergentes, 10 % para a produção de fibras naturais e artificiais e 2,5% para a metalurgia.

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

No ácido sulfúrico concentrado, o agente oxidante não é o cátion hidrogênio, mas um agente oxidante mais forte, o íon sulfato, que no ácido sulfúrico diluído não se manifesta como agente oxidante devido à forte hidratação e, consequentemente, baixa mobilidade.

H 2 SO 4 (conc.) Oxida todos os metais na faixa de potenciais de eletrodo padrão até e incluindo prata.

S 6+ (SO 4 2-) + ne  S 2- (H 2 S), S o (S), S 4+ (SO 2)

As seguintes semi-reações de equilíbrio íon-eletrônico correspondem a estes processos de redução do ácido sulfúrico:

SO 4 2- + 4H + + 2e ↔ SO 2 + 2H 2 O E o \u003d + 0,17B

SO 4 2- + 10H + + 8e ↔ H 2 S + 4H 2 O E o \u003d + 0,31B

SO 4 2- + 8H + + 6e ↔ S + 4H 2 O E o \u003d + 0,36B

É incorreto usar esses valores OVPOT, uma vez que a concentração de ácido sulfúrico é significativamente maior do que 1 mol / l

Esquema da reação de oxidação de metais em conc. H 2 SO 4 pode ser escrito como:

Ме + Н 2 SO 4 (conc.) \u003d Ме х (SO 4) y + Н 2 О + (H 2 S, S, SO 2)

H 2 S eS são liberados no caso de metais ativos até e incluindo zinco (E sobre mim  E sobre Zn ).

TÃO 2 liberado durante a interação dos metais, situando-se na tabela SEP, abaixo do zinco (E sobre mim  E sobre Zn ).

Deve ser lembrado que quando as condições de reação mudam para o mesmo metal, produtos diferentes podem ser obtidos, de modo que o esquema proposto é em certa medida arbitrário. Por exemplo, com aquecimento prolongado, a interação de alumínio com conc. o ácido sulfúrico pode formar não apenas enxofre, mas também sulfeto de hidrogênio:

Al + H 2 SO 4 (conc.) \u003d Al 2 (SO 4) 3 + H 2 O + S

Al + H 2 SO 4 (conc.) \u003d Al 2 (SO 4) 3 + H 2 O + H 2 S

Com metais alcalinos ácido sulfúrico conc. e decomp. interage da mesma maneira na reação: Na + H 2 SO 4 (diluído, conc.) \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + H 2 S

Existem características da interação de chumbo com ácido sulfúrico - um sal solúvel ácido é formado - sulfato de hidrogênio de chumbo:

Pb + 3H 2 SO 4 (conc.) \u003d Pb (HSO 4) 2 + 2H 2 O + SO 2

Para cada reação, é necessário traçar equações do equilíbrio íon-eletrônico e organizar os coeficientes. O ácido sulfúrico concentrado é um agente oxidante forte e oxida metais na tabela SEPOT até e incluindo prata

Deve-se ter em mente que metais exibindo diferentes estados de oxidação, no caso de ácidos em que o agente oxidante é um cátion de hidrogênio, são oxidados aos estados de oxidação mais baixos, e na concentração conc. H 2 SO 4 - ao mais alto. Por exemplo, ferro:

Fe + H 2 SO 4 (dil.) \u003d FeSO 4 + H 2

2Fe + 6H 2 SO 4 (conc.) \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3SO 2 (quando aquecido)

A segunda reação ocorre apenas quando aquecida. No final frio. Ferro H 2 SO 4, bem como alumínio, cromo, manganês - passivado. A reação de passivação pode ser escrita da seguinte forma:

2Fe + 3H 2 SO 4 (conc.) \u003d Fe 2 O 3 + 3H 2 O + 3SO 2 (no frio)

Interação do ácido sulfúrico concentrado com agentes redutores não metálicos.

O termo "agentes redutores de não metais" significa não apenas os átomos de não metais, mas também seus íons, por exemplo íons haleto, que exibem propriedades de redução em vários graus. Dependendo da força do agente de redução (o valor ORPOT do sistema), o ácido sulfúrico pode ser reduzido a dióxido de enxofre ou sulfeto de hidrogênio (no caso de um agente de redução forte como o íon iodo).

Por exemplo:

3S + 2H 2 SO 4 \u003d 3SO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

HCl + Н 2 SO 4  a reação não vai, porque íon cloreto é um agente de redução fraco

HBr + H 2 SO 4 \u003d Br 2 + SO 2 + H 2 O

HI + H 2 SO 4 \u003d I 2 + H 2 S + H 2 O

RELAÇÃO DE METAIS PARA ÁCIDOS

Na maioria das vezes, ácidos fortes, como o ácido sulfúrico, são usados \u200b\u200bna prática química.H 2 SO 4, HCl clorídrico e nitrogênio HNO 3 ... Em seguida, considere a proporção de vários metais para os ácidos listados.

Ácido clorídrico ( HCl)

Ácido clorídrico é o nome técnico do ácido clorídrico. É obtido dissolvendo cloreto de hidrogênio gasoso em água -HCl ... Devido à sua baixa solubilidade em água, a concentração de ácido clorídrico em condições normais não excede 38%. Portanto, independentemente da concentração de ácido clorídrico, o processo de dissociação de suas moléculas em solução aquosa é ativo:

HCl H + + Cl -

Íons de hidrogênio formados neste processoH + atua como um agente oxidante, oxidante metais localizados na linha de atividade à esquerda do hidrogênio ... A interação prossegue de acordo com o esquema:

Eu + HCl sal +H 2

Neste caso, o sal é um cloreto de metal (NiCl 2, CaCl 2, AlCl 3 ), em que o número de íons cloreto corresponde ao estado de oxidação do metal.

O ácido clorídrico é um agente oxidante fraco; portanto, metais com valência variável são oxidados por ele para estados de oxidação positiva mais baixos:

Fe 0 → Fe 2+

Co 0 → Co 2+

Ni 0 → Ni 2+

Cr 0 → Cr 2+

Mn 0 → Mn 2+ e dr .

Exemplo:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│ Al 0 - 3 e - → Al 3+ - oxidação

3│2 H + + 2 e - → H 2 - restauração

O ácido clorídrico passiva o chumbo ( Pb ). A passivação do chumbo é devido à formação de cloreto de chumbo, que é dificilmente solúvel em água (II ), que protege o metal de novos ataques de ácido:

Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H2

Ácido sulfúrico (H 2 TÃO 4 )

A indústria produz ácido sulfúrico de altíssima concentração (até 98%). Deve-se levar em consideração a diferença nas propriedades oxidantes de uma solução diluída e do ácido sulfúrico concentrado em relação aos metais.

Ácido sulfúrico diluído

Em uma solução aquosa diluída de ácido sulfúrico, a maioria de suas moléculas se dissociam:

H 2 SO 4 H + + HSO 4 -

HSO 4 - H + + SO 4 2-

Íons formados H + realizar a função oxidante .

Como o ácido clorídrico, diluído solução de ácido sulfúrico interage apenas com metais ativos e atividade média (localizado na linha de atividade ao hidrogênio).

A reação química prossegue de acordo com o esquema:

Eu + H 2 SO 4 ( esmagado .) → sal + H 2

Exemplo:

2 Al + 3 H 2 SO 4 (dil.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

1│2Al 0 - 6 e - → 2Al 3+ -oxidação

3│2 H + + 2 e - → H 2 - restauração

Metais com valência variável são oxidados com uma solução diluída de ácido sulfúrico para estados de oxidação positiva mais baixos:

Fe 0 → Fe 2+

Co 0 → Co 2+

Ni 0 → Ni 2+

Cr 0 → Cr 2+

Mn 0 → Mn 2+ e dr .

Conduzir ( Pb ) não se dissolve em ácido sulfúrico (se sua concentração for inferior a 80%) já que o sal resultantePbSO 4 insolúvel e cria uma película protetora na superfície do metal.

Ácido sulfúrico concentrado

Em uma solução concentrada de ácido sulfúrico (acima de 68%), a maioria das moléculas estão em indissociado condição, portanto enxofre atua como um agente oxidante no mais alto estado de oxidação (S +6 ) ConcentradoH 2 SO 4 oxida todos os metais, o potencial do eletrodo padrão do qual é menor que o potencial do agente oxidante - íon sulfatoSO 4 2- (0,36 V). A este respeito, desde concentrado reagem com ácido sulfúrico e alguns metais de baixa atividade .

O processo de interação de metais com ácido sulfúrico concentrado na maioria dos casos ocorre de acordo com o seguinte esquema:

Eu + H 2 TÃO 4 (conc.) sal + água + produto de recuperação H 2 TÃO 4

Produtos de recuperação ácido sulfúrico pode ser os seguintes compostos de enxofre:

A prática tem mostrado que quando um metal interage com o ácido sulfúrico concentrado, uma mistura de produtos de redução é liberada, consistindo deH2S, S e SO2. Porém, um desses produtos é formado na quantidade predominante. A natureza do produto principal é determinada atividade de metal : quanto maior a atividade, mais profundo é o processo de recuperação do enxofre em ácido sulfúrico.

A interação de metais de várias atividades com ácido sulfúrico concentrado pode ser representada pelo seguinte esquema:

Alumínio (Al ) e ferro (Fe ) não reaja com frio concentradoH 2 SO 4 , coberto com filmes de óxido densos, no entanto, quando aquecido, a reação prossegue.

Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt não reaja com ácido sulfúrico.

Concentrado ácido sulfúrico é agente oxidante forte , portanto, quando metais com valência variável interagem com ele, os últimos são oxidados para estados de oxidação mais elevados do que no caso de uma solução de ácido diluída:

Fe 0→ Fe 3+,

Cr 0→ Cr 3+,

Mn 0→ Mn 4+,

Sn 0→ Sn 4+

Conduzir ( Pb ) oxida para bivalente estados com a formação de sulfato de hidrogênio de chumbo solúvelPb ( Hso 4 ) 2 .

Exemplos:

Ativo metal

8 A1 + 15 H 2 SO 4 (conc.) → 4A1 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S

4│2 Al 0 - 6 e - → 2 Al 3+ - oxidação

3│ S 6+ + 8 e → S 2- - restauração

Metal de média atividade

2 Cr + 4 H 2 SO 4 (conc.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S

1│ 2Cr 0 - 6e → 2Cr 3+ - oxidação

1│ S 6+ + 6 e → S 0 - restauração

Metal inativo

2Bi + 6H 2 SO 4 (conc.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3SO 2

1│ 2Bi 0 - 6e → 2Bi 3+ -oxidação

3│ S 6+ + 2 e → S 4+ - restauração

Ácido nítrico ( HNO 3 )

Uma característica do ácido nítrico é que o nitrogênio incluído na composiçãoN ° 3 - tem o estado de oxidação mais alto +5 e, portanto, possui fortes propriedades oxidantes. O valor máximo do potencial do eletrodo para o íon nitrato é 0,96 V; portanto, o ácido nítrico é um agente oxidante mais forte que o ácido sulfúrico. O papel de um agente oxidante nas reações de interação dos metais com o ácido nítrico é desempenhado porN 5+ ... Conseqüentemente, hidrogênio H 2 nunca se destaca quando os metais interagem com o ácido nítrico ( independentemente da concentração ) O processo prossegue de acordo com o esquema:

Eu + HNO 3 sal + água + produto de recuperação HNO 3

Produtos de recuperação HNO 3 :

Normalmente, quando o ácido nítrico reage com um metal, uma mistura de produtos de redução é formada, mas como regra, um deles é predominante. Qual dos produtos será o principal depende da concentração do ácido e da atividade do metal.

Ácido nítrico concentrado

Uma solução de ácido concentrado com densidadeρ\u003e 1,25 kg / m 3, o que corresponde
concentração\u003e 40%. Independentemente da atividade do metal, a reação de interação comHNO 3 (conc.) procede de acordo com o esquema:

Eu + HNO 3 (conc.)→ sal + água + NÃO 2

Os metais nobres não reagem com o ácido nítrico concentrado (Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt ), e uma série de metais (Al , Ti , Cr , Fe , Co , Ni ) em temperatura baixa passivado com ácido nítrico concentrado. A reação é possível quando a temperatura sobe, ela prossegue de acordo com o esquema apresentado acima.

Exemplos de

Metal ativo

Al + 6 HNO 3 (conc.) → Al (NO 3) 3 + 3 H 2 O + 3 NO 2

1│ Al 0 - 3 e → Al 3+ - oxidação

3│ N 5+ + e → N 4+ - restauração

Metal de média atividade

Fe + 6 HNO 3 (conc.) → Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O + 3NO

1│ Fe 0 - 3e → Fe 3+ - oxidação

3│ N 5+ + e → N 4+ - restauração

Metal inativo

Ag + 2HNO 3 (conc.) → AgNO 3 + H 2 O + NO 2

1│ Ag 0 - e → Ag + - oxidação

1│ N 5+ + e → N 4+ - restauração

Ácido nítrico diluído

Produto de recuperação o ácido nítrico em uma solução diluída depende de atividade de metal participando da reação:

Exemplos:

Metal ativo

8 Al + 30 HNO 3 (expandido) → 8Al (NO 3) 3 + 9H 2 O + 3NH 4 NO 3

8│ Al 0 - 3e → Al 3+ - oxidação

3│ N 5+ + 8 e → N 3- - restauração

A amônia liberada durante a redução do ácido nítrico imediatamente interage com o excesso de ácido nítrico, formando um sal - nitrato de amônioNH 4 NO 3:

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3.

Metal de média atividade

10Cr + 36HNO 3 (dil.) → 10Cr (NO 3) 3 + 18H 2 O + 3N 2

10│ Cr 0 - 3 e → Cr 3+ - oxidação

3│ 2 N 5+ + 10 e → N 2 0 - restauração

Além de nitrogênio molecular (N 2 ) quando metais de atividade média interagem com ácido nítrico diluído, uma quantidade igual é formada Óxido nítrico (I) - N 2 O ... Na equação de reação, você precisa escrever uma dessas substâncias .

Metal inativo

3Ag + 4HNO 3 (dil.) → 3AgNO 3 + 2H 2 O + NO

3│ Ag 0 - e → Ag + - oxidação

1│ N 5+ + 3 e → N 2+ - restauração

"Aqua regia"

A "vodka Tsarskaya" (anteriormente chamada de ácidos de vodka) é uma mistura de um volume de ácido nítrico e três a quatro volumes de ácido clorídrico concentrado, que possui uma atividade oxidativa muito alta. Essa mistura é capaz de dissolver alguns metais de baixa atividade que não interagem com o ácido nítrico. Entre eles está o "rei dos metais" - ouro. Este efeito da "água régia" é explicado pelo fato de que o ácido nítrico oxida o ácido clorídrico com a liberação de cloro livre e a formação de cloróxido de nitrogênio (III ), ou cloreto de nitrosil -NOCl:

HNO 3 + 3 HCl → Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl

2 NOCl → 2 NO + Cl 2

O cloro no momento da liberação consiste em átomos. O cloro atômico é o agente oxidante mais forte, que permite à "água régia" afetar até os "metais nobres" mais inertes.

As reações de oxidação de ouro e platina ocorrem de acordo com as seguintes equações:

Au + HNO 3 + 4 HCl → H + NO + 2H 2 O

3Pt + 4HNO 3 + 18HCl → 3H 2 + 4NO + 8H 2 O

Em Ru, Os, Rh e Ir "Royal vodka" não funciona.

E.A. Nudnova, M.V. Andryukhova