¿Por qué el hierro reacciona de manera diferente con el concentrado y diluir el ácido sulfúrico?

Question

Al $\ce{H2SO4}$ es diluir,

$ \ce{Fe +H2SO4 -> FeSO4 + H2} $

y al $\ce{H2SO4}$ se concentra,

$\ce{3Fe +8H2SO4 -> FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4SO2 +8H2O}$

Lo que hizo que la reacción con ácido diluido diferente de la reacción con ácido concentrado?

¿Cómo surgió la segunda forma de ecuación, y por qué hay 2 sales con Fe[II] y la otra con Fe[III]?

Answer 1

En la primera ecuación, $\ce{Fe}$ se oxida a$\ce{Fe^2+}$$\ce{H+}$; el $\ce{SO4^2-}$ iones desempeñan ningún papel en la reacción. Usted podría reemplazar a $\ce{H2SO4}$ $\ce{HCl}$ y obtener la misma reacción.

En la segunda ecuación, la misma oxidación de $\ce{Fe}$ $\ce{Fe^2+}$ $\ce{H+}$también se produce. Sin embargo, en la parte superior de que, algunas de las $\ce{SO4^2-}$ iones se reduce a $\ce{SO2}$, y algunas de las $\ce{Fe^2+}$ es oxidado a $\ce{Fe^3+}$. Claramente, en el ácido diluido, $\ce{SO4^2-}$ no fue lo suficientemente fuerte como para actuar como un agente oxidante - pero en el ácido concentrado es.

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La razón de esto puede ser algo explicado por Le Chatelier del principio. Considere la reacción redox:

$$\ce{2Fe^2+ + SO4^2- + 4H+ -> 2Fe^3+ + SO2 + 2H2O}$$

En el ácido diluido, este equilibrio se encuentra muy a la izquierda debido a que las concentraciones de $\ce{SO4^2-}$ $\ce{H+}$ son más bien bajos. Sin embargo, el ácido más concentrado desplaza el equilibrio hacia la derecha de modo que usted consigue algunos de los productos.

Por qué obtener una mezcla de hierro(II) y hierro(III), la respuesta simple es que el equilibrio de arriba no se encuentran completamente a la derecha. $\ce{H2SO4}$ no es un fuerte agente oxidante, para empezar.

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Más cuantitativamente, la reacción redox anteriormente puede ser investigado utilizando los potenciales de reducción estándar y la ecuación de Nernst. Los siguientes datos se han tomado de la Wikipedia (que va a ser bastante similares valores de más fuentes "confiables"):

• $E^\circ(\ce{Fe^3+}/\ce{Fe^2+}) = +0.77 \mathrm{~V}$
• $E^\circ(\ce{SO4^2-}/\ce{SO2}) = +0.17 \mathrm{~V}$

Bajo condiciones estándar, $E^\circ$ para el total de la reacción es, por tanto,$0.17-0.77 = -0.60 \mathrm{~V}$; el valor negativo indica que el avance de la reacción es no espontánea.

La ecuación de Nernst para esta reacción puede escribirse:

$$E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln\left[\frac{(a_{\ce{Fe^3+}})^2(a_{\ce{SO2}})(a_{\ce{H2O}})^2}{(a_{\ce{Fe^2+}})^2(a_{\ce{SO4^2-}})(a_{\ce{H+}})^4}\right]$$

Voy a hacer varias suposiciones aquí:

• La actividad de los coeficientes se toma como unidad, lo que significa que las actividades pueden ser sustituidas por las concentraciones.
• Las actividades de todos los productos, así como de $\ce{Fe^2+}$, son la unidad.
• La única fuente de $\ce{H+}$ proviene de la disociación de la $\ce{H2SO4}$, y la disociación es completa. Eso significa que si $c$ es la formal concentración de $\ce{H2SO4}$,$[\ce{H+}] = 2c$$[\ce{SO4^2-}] = c$.

Sustituyendo en los valores de $E^\circ = -0.60 \mathrm{~V}$, $R = 8.314 \mathrm{~J~K^{-1}~mol^{-1}}$, $T = 298 \mathrm{~K}$, $n = 2$, y $F = 96485 \mathrm{~C~mol^{-1}}$, esto nos permite simplificar la ecuación de Nernst:

$$E / \mathrm{V} = -0.60 + 0.0128\ln (16c^5)$$

Estrictamente hablando, debo decir $c/c^\circ$ en lugar de $c$ con el fin de hacer el logaritmo adimensional, pero estoy harto de tecnicismos. Ahora, para el cálculo real. Vamos a suponer que usted está usando $10\mathrm{~M}$ de ácido sulfúrico, que $c = 10$ (o $c/c^\circ = 10$, si desea insistir). Esto le da un valor de $E = -0.42 \mathrm{~V}$ - como se espera, es menos negativa que la de antes, que corresponde a un mayor valor de $K = \exp(nFE/RT)$. El hecho de que todavía es más bien negativa, sólo significa que hay una diferencia entre el mundo real y mi tratamiento teórico. Presumiblemente, los supuestos anteriores no son del todo válidos.