Дать характеристику реакции AL+H2SO4(к)-AL2(SO4)3+SO2+H2O+Q

Краткая характеристика реакции
Уравнение (молекулярное, с коэффициентами):
$\mathbf{2Al + 6H_2SO_4(\text{конц.}) \rightarrow Al_2(SO_4)_3 + 3SO_2 \uparrow + 6H_2O + Q}$

Тип: окислительно-восстановительная (redox), гетерогенная; кислота-окислитель. Сопровождается выделением газа и тепла (экзотермическая).

Степени окисления и роли реагентов:

• $Al: 0 \rightarrow +3$ — восстановитель (отдаёт 3e⁻; всего 6e⁻ от двух Al).

• $S$ в $H_2SO_4: +6 \rightarrow +4$ (в $SO_2$) — окислитель (принимает 2e⁻; суммарно 6e⁻ в трёх молях $SO_2$).

Ионно-электронный баланс (в кислой среде):
Окисление: $2Al \rightarrow 2Al^{3+} + 6e^-$
Восстановление: $3\,(SO_4^{2-} + 4H^+ + 2e^- \rightarrow SO_2 + 2H_2O)$
Сумма: $2Al + 3SO_4^{2-} + 12H^+ \rightarrow 2Al^{3+} + 3SO_2 + 6H_2O$
С учётом образования соли: $2Al^{3+} + 3SO_4^{2-} \rightarrow Al_2(SO_4)_3$ ⇒ итоговое молекулярное уравнение выше.

Условия протекания:

• Требуется горячая концентрированная серная кислота.

• При комнатной температуре концентрированная $H_2SO_4$ часто пассиваирует алюминий (плёнка $Al_2O_3$), поэтому реакция идёт слабо; при нагревании пассивация разрушается, и кислота проявляет окислительные свойства.

Почему нет водорода:
Концентрированная $H_2SO_4$ — сильный окислитель; вместо выделения $H_2$ восстанавливается сама кислота до $SO_2$.

Признаки реакции:

• Выделяется сернистый газ $SO_2$ с резким удушливым запахом.

• Раствор заметно нагревается (обозначено $Q$).

• Образуется бесцветный раствор сульфата алюминия $Al_2(SO_4)_3$.

Обратимость и направление: практически необратима при указанных условиях (газ уходит, тепло выделяется).

Сопоставление с разбавленной кислотой (для контраста):
С разбавленной $H_2SO_4$ алюминий (без пассивации) ведёт себя как обычный активный металл: образуется $Al_2(SO_4)_3$ и выделяется $H_2$; в концентрированной горячей — восстанавливает серу до $SO_2$.