Как относятся металлы к растворам кислот

Архив уроков › Химия 8 класс

В уроке 35 «Химические свойства кислот» из курса «Химия для чайников» узнаем о всех химических свойствах кислот, рассмотрим с чем они реагируют и что при этом образуется.

В состав молекулы любой кислоты обязательно входят атомы водорода, связанные с различными кислотными остатками. Такое подобие состава молекул обусловливает подобие химических свойств кислот.

Оно выражается в том, что кислоты в водных растворах проявляют схожие химические свойства, называемые кислотными свойствами.

Знание этих свойств очень важно для дальнейшего изучения химии, поэтому познакомимся с ними более подробно и систематизируем изученный ранее материал.

Изменение окраски индикаторов

Вы уже знаете, что для доказательства наличия кислоты или щелочи в растворе можно использовать особые вещества — индикаторы.

Вспомните, в какие цвета окрашены растворы индикаторов лакмуса, метилоранжа и фенолфталеина. Как изменяется их окраска в растворах кислот?

Взаимодействие с металлами

Из материала предыдущих тем вам известно, что в водных растворах многие кислоты реагируют с металлами, расположенными в ряду активности левее Н2 (например, Mg, Al, Zn, Fe). В результате этих реакций образуются сложные вещества — соли и выделяется газообразное простое вещество — водород:

В такие реакции вступают как бескислородные (HCl, HBr), так и кислородсодержащие (H2SO4, H3PO4) кислоты, например:

Реакции этого типа, как вы уже знаете, относятся к реакциям замещения: атомы металлов замещают (вытесняют) атомы водорода из молекул кислот.

Следует помнить, что металлы, расположенные в ряду активности правее Н2 (Сu, Ag, Hg и др.), с указанными кислотами в водных растворах не реагируют.

Реакции с основными оксидами

Еще в младших классах, изучая математику, вы узнали, что от перемены мест слагаемых сумма не изменяется: 2 + 3 = 5; 3 + 2 = 5.

Похожее правило есть и в химии: если в уравнении реакции исходные вещества поменять местами, то ее продукты от этого не изменятся. Так, например, изучив ранее химические свойства основных оксидов, вы узнали, что они реагируют с кислотами с образованием солей и воды. Зная это, вы можете теперь смело утверждать, что кислоты реагируют с основными оксидами, образуя те же продукты — соли и воду:

Пример уравнения реакции, протекающей в соответствии с этой схемой:

Как вам уже известно, эти реакции относятся к реакциям обмена, поскольку в процессе взаимодействия исходные сложные вещества обмениваются своими составными частями.

Взаимодействие с основаниями

Изучая химические свойства оснований, вы узнали, что они реагируют с кислотами с образованием солей и воды.

А что же тогда образуется при взаимодействии кислот с основаниями? Правильно, те же самые продукты — соли и вода! Мы еще раз убедились в том, что состав конечных веществ не зависит от того, в каком порядке смешиваются одни и те же исходные вещества. Итак, составим схему, согласно которой кислоты реагируют с основаниями:

Запомните, что в образующейся соли валентность атомов металла такая же, как в исходном основании, а валентность кислотного остатка такая же, как в исходной кислоте.

Кислоты реагируют как с нерастворимыми, так и с растворимыми основаниями, например:

Реакции этого типа, как и предыдущего, относятся к реакциям обмена. Вспомните, как называется реакция, которую отображает последнее уравнение. Почему она так называется?

Взаимодействие с солями

Еще один класс сложных веществ, с которыми кислоты могут вступать в химическое взаимодействие, — соли. Реакции этого типа идут по общей схеме:

Однако сразу заметим, что кислота реагирует в растворе с солью лишь в том случае, если в результате реакции выделяется газ (↑) или образуется нерастворимое вещество, выпадающее в осадок (↓). Примеры таких реакций:

Очевидно, что реакции этого типа, как и двух предыдущих, относятся к реакциям обмена.

Разложение кислот на кислотные оксиды и воду

Известно несколько кислот, которые достаточно легко разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду. К таким кислотам, которые называют неустойчивыми, относят угольную (H2CO3), сернистую (H2SO3) и кремниевую (H2SiO3) кислоты. Особенно неустойчива угольная кислота — она разлагается на кислотный оксид CO2 и воду уже при комнатной температуре:

Краткие выводы урока:

1. Кислоты в растворах изменяют окраску индикаторов.
2. Кислоты реагируют с металлами, основными оксидами, основаниями и солями.

Надеюсь урок 35 «Химические свойства кислот» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Растворы кислот и оснований в химии — формулы и определения с примерами решения задач

Содержание:

Основания (гидроксиды) – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и связанных с ними одного или нескольких гидроксид ионов – OH−, общая формула которых Ме(ОН)у

Кислоты, применяемые в лаборатории, бывают технические и чистые. Технические кислоты содержат примеси, а потому при аналитических работах не употребляются.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Растворы кислот и оснований

Кислоты – это сложные химические соединения, в основе которых содержится один или несколько атомов водорода и кислотный остаток. Слово «кислота» по значению связано со словом «кислый», так как имеют общий корень. Отсюда следует, что растворы всех кислот имеют кислый вкус.

Основания – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и одной или нескольких гидроксогрупп (ОН—).

С точки зрения теории электролитической диссоциации  это электролиты (вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток), диссоциирующие в водных растворах на катионы металлов и анионы только гидроксид — ионов ОН—.

Теории кислот и оснований

В настоящее время не существует однозначного определения понятий кислоты и основания, которое в равной степени можно было бы использовать для характеристики кислотно-основных взаимодействий в любых растворителях. Трактовка кислотно-основных свойств соединений производится с позиций трех основных теорий: теории Аррениуса, Брёнстеда — Лоури, Льюиса.

Теория Аррениуса. Согласно теории Аррениуса, кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион.

Амфолитом (амфотерным гидроксидом) называют электролит, диссоциирующий в растворе с образованием как катионов водорода, так и гидроксид-ионов.

К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и других амфотерных элементов, а также аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Таким образом, свойства кислот обусловлены наличием в их растворах водород-ионов, а свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Однако такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов.

Приведем примеры:

Ограниченность понятий кислоты и основания, данных Аррениусом, можно проиллюстрировать примерами:

1. Молекула NH3 — не содержит иона ОН-, а молекула СО2 — иона Н+, однако в водном растворе первая проявляет свойства основания, а вторая — кислоты.

2. Безводный хлороводород, состоящий только из молекул, реагирует с безводными основаниями.

3. Многие электролиты, содержащие водород, в одном растворителе диссоциируют как кислоты, а в другом — как основания.

Например, СН3СООН в воде — слабая кислота: , а в жидком фториде водорода — основание:

Сванте Август Аррениус (1859—1927)

Шведский ученый физико-химик. Основатель теории диссоциации, лауреат Нобелевской премии.

• Формулировка Нобелевского комитета: «в знак признания особого значения его теории электролитической диссоциации для развития химии».
• Исследования подобного типа реакций, и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привели к созданию более общих теорий кислот и оснований.
• Константа диссоциации. Рассмотрим реакцию диссоциации азотистой кислоты (слабого электролита):

Данная запись означает, что данный процесс протекает в двух противоположных направлениях: молекулы азотистой кислоты диссоциируют (прямая реакция) и ассоциируют (обратная реакция).

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (Кд). Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации Кд. В случае азотистой кислоты выражение Кд будет записано:

Чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит.

Томас Мартин Лаури (Лоури) (1574—1936)

Британский химик. Основные научные работы посвящены изучению оптической активности органических соединений. Создатель протонной теории кислот и оснований (предложил почти одновременно и независимо от Й. Н. Брёнстеда).

Для слабого электролита константа диссоциации — величина постоянная при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы растворителя, природы электролита и температуры.

Протонная теория кислот и оснований. Теория Брёнстеда — Лоури.

В 1923 г. И. Брёнстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований. Согласно этой теории:

—  кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон, т. е. быть донором протонов;

—  основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т. е. быть акцептором протонов.

Такие определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы, но и ионы. Например, карбонат-ион, согласно протонной теории является основанием, т. к. в водном растворе он присоединяет протон:

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:

1. Нейтральные кислоты, например  и др.

1. 2. Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например 

3. Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например, и др.

Подобного типа классификация имеется и для оснований:

1. Нейтральные основания, например, и др.:

• 2. Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например,
• 3. Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например,
• Растворители типа воды, жидкого аммиака, а также анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорами, и акцепторами протонов, являются амфолитами.
• Например, в реакции молекула воды отдает протон и является кислотой.

Однако в реакции молекула воды присоединят протон и является основанием. Таким образом, вода — типичный амфолит.

Процесс диссоциации (ионизации) вещества происходит в контакте с растворителем. При этом растворитель выполняет функцию или кислоты или основания. Например, при растворении аммиака вода — кислота: . При растворении фторида водорода — основание .

Если сродство к протону у растворителя больше, чем у растворенного вещества, то растворитель выступает как основание (сродство к протону Н2O больше сродства к протону HF), а если оно меньше — как кислота (сродство к протону Н2O меньше сродства к протону NH3).

Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:

I. (кислота)1 = (сопряженное основание)1+ Н+, т. е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание.

1. Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:
2. II. (основание)2 + Н+= (сопряженная кислота)2
3. Например, кислоте H2SO4 соответствует сопряженное основание HSO4 , а основанию Cl — сопряженная кислота HCl.
4. III. (кислота)1 + (основание)2 = (кислота)2 + (основание)1
5. Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.
6. Например:
7. Йоханнес Николаус Брёнстед (1879-1947)

Датский физико-химик, член Датского королевского общества наук. Автор протонной теории кислот и оснований (предложил одновременно и независимо от Томаса Лоури), развивал теорию кислотно-основного катализа.

Несмотря на свои достоинства, теория Брёнстеда, как и теория Аррениуса, неприменима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, но не содержащим водорода, например галогенидам бора, алюминия, кремния, олова. Поэтому более общей является электронная теория кислот и оснований Льюиса.

• Теория Льюиса (электронная теория).
• В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований — их электронное строение.
• Согласно этой теории:
• —  кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, — акцептор электронов;
• —  основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, — донор электронов.
• По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи:
• В приведенных примерах в качестве кислоты выступают молекулы трихлорида брома и оксида серы (VI), а в качестве оснований — молекулы аммиака и воды.
• Таким образом, теория Льюиса рассматривает разные химические процессы как однотипные: реакцию аминов с галогенидом бора, комплексообразование.
• К основаниям Льюиса относят галогенид-ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие соединения общей формулы R2CO (где R — органический радикал).
• К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.
• Подведем итог, представив результаты в обобщенной таблице 22:
• Таблица 22
• Сопоставление теорий кислот и оснований

Рассмотренные теории кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. Так, кислоты, по Брёнстеду, можно рассматривать как частный случай льюисовских кислот, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и может рассматриваться, по Льюису, как кислота.

Ионное произведение воды. Водородный показатель

1. Вода — слабый амфотерный электролит. Уравнение диссоциации воды имеет вид:
2. или

Как видно из первого уравнения, концентрации ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН- в воде одинаковы. При 25°С [Н+] = [ОН-] = 10 -7 моль/л.

• Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды (К):
•  (1)
•  — величина постоянная и при температуре 25°С
• В разбавленных водных растворах электролитов, как и в воде, произведение концентраций ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН- — величина постоянная при данной температуре.
• Из соотношения (1) следует, что равновесные концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в водном растворе взаимосвязаны:
• Если к воде добавить кислоту, то концентрация ионов водорода в растворе увеличится, и поэтому она уже не будет равна концентрации гидроксид-ионов, а будет выше.
• Увеличение концентрации ионов водорода {добавление кислоты) обусловливает появление кислотных, а увеличение концентрации гидроксид-ионов (добавление щелочи) — появление основных свойств раствора.

Если концентрация одного из ионов увеличивается, то концентрация другого должна уменьшаться, потому что произведение их концентраций всегда должно быть равно 10-14. Зная концентрацию одного из ионов, легко рассчитать концентрацию другого. Для удобства вместо истинных значений концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов используют отрицательные логарифмы этих значений.

В 1909 г. датский химик С. Сёренсен предложил использовать величину, называемую сейчас водородным показателем рН (р — начальная буква немецкого слова potenz — математическая степень; Н — символ водорода).

1. Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:
2. При увеличении концентрации ионов водорода рН уменьшается, при уменьшении концентрации ионов водорода рН увеличивается.
3. Нейтральная среда — эта среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов: [Н+] = [ОН-] = 10 -7 моль/л.
4. Кислая среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов: [Н+] > [ОН-],[Н+] > 10 -7 моль/л.
5. Щелочная среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов: [Н+] < [ОН-],[Н+]

Отношение металлов к кислотам

по схеме:

Окисление металлов за счет кислотного остатка происходит водными растворами тех кислот, центральный атом которых может понижать свою степень окисления, в результате чего анион этой кислоты может выступать в роли окислителя.

в качестве окислителя формально выступает азот в степени окисления +5. Данные приведены в табл. 4.

Таблица 4

• Например:
• Активные металлы реагируют следующим образом:
• Металлы средней активности восстанавливают азот до N+1:
• Малоактивные металлы реагируют с выделение NO или NO2:

может происходить более глубокое восстановление N+5. Данные приведены в табл. 5.

Таблица 5

1. Например:
2. Активные металлы глубоко восстанавливающие азот:
3. Металлы средней активности выделяют NO или NO2:
4. Малоактивные металлы восстанавливают азот до N+4:

, а также некоторые малоактивные металлы. Данные приведены в табл. 6.

Таблица 6

• Например:
• Малоактивные металлы восстанавливают серу до S+4:
• Ваша оценка?

  Получение металлов из руд

Химические свойства металлов. Отношение металлов к кислотам

Характерным химическим свойством металлов является их восстановительная активность. Все они сравнительно легко отдают валентные электроны, переходят в положительно заряженные ионы, то есть окисляются.

Восстановительную активность металла в химических реакциях, протекающих в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов, или ряду стандартных электродных потенциалов металлов.

Чем левее стоит металл в ряду стандартных электродных потенциалов, тем более сильным восстановителем он является.

Каждый металл способен восстанавливать из солей в растворе те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него. Однако следует помнить, что металлы щелочных и щелочно-земельных металлов будут взаимодействовать непосредственно с водой.

Чаще всего в химической практике используются такие сильные кислоты как серная H2SO4, соляная HCl и азотная HNO3.

Соляная кислота. Образующиеся в процессе диссоциации ионы водорода H+ выполняют роль окислителя, окисляя металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. Взаимодействие протекает по схеме:

• Me + HCl = соль + H2↑
• Соляная кислота является слабым окислителем, поэтому металлы с переменной валентностью окисляются ей до низших положительных степеней окисления.
• Разбавленная серная кислота. В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют:
• H2SO4 H+ + HSO4-
• HSO4- H+ + SO42-
• Образующиеся ионы Н+ выполняют функцию окислителя.
• Как и соляная кислота, разбавленный раствор серной кислоты взаимодействует только с металлами активными и средней активности (расположенными в ряду активности до водорода).
• Химическая реакция протекает по схеме:
• Ме + H2SO4(разб.) → соль + H2↑
• Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления.
• Концентрированная серная кислота.
• Процесс взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой в большинстве случаев протекает по схеме:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, поэтому при взаимодействии с ней металлов, обладающих переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления, чем в случае с разбавленным раствором кислоты.

Азотная кислота. Me + HNO3 = соль + вода + продукт восстановления HNO3

Концентрированная азотная кислота. Me + HNO3(конц.) → соль + вода + NO2

Разбавленная азотная кислота.

Заказать ✍️ написание учебной работы

Характерные химические свойства кислот

Характерные химические свойства кислот добавить в закладки

Кислоты – это химические соединения, содержащие в себе положительный атом водорода (катион H+) и кислотный остаток (анион A-). Является сложным веществом.

Общая характеристика

В первую очередь кислоты различают по растворимости. Есть нерастворимые, растворимые и полурастворимые кислоты. Эти различия прописаны в таблице растворимости, так что наизусть запоминать не требуется.

Классификация:

• Кислоты различают по составу на кислородсодержащие и бескислородные. Примеры кислот приведены ниже в таблице.  Бескислородные кислоты – это растворы галогеноводородов, атомы которых в растворе связаны полярной ковалентной связью. Название кислоты складывается из названия кислотного остатка в первую очередь, а дальше называется катион (водород). Так с хлором и водородом образуется хлороводородная кислота, а с серой – сероводородная.  Кислородосодержащие кислоты, или оксокислоты называют за счёт наличия в них кислорода. Общего принципа построения названия этих кислот нет, так что их названия необходимо запоминать на память.
• Кислоты различают по количеству атомов водорода на одноосновные (один атом водорода), двухосновные (два атома водорода), трёхосновные (три атома водорода).

• Кислоты разделяют на сильные и слабые. К сильным относят галогенводородные и высшие кислородсодержащие кислоты, они растворимы. К слабым относят неустойчивые и нерастворимые в воде кислоты. Чтобы определить силу кислоты, существует правило: из числа атомов кислорода вычесть число атомов водорода, если получаемое число 2 или 3 – кислота сильная, если 1 или 0 – кислота слабая. 

Физические свойства

Кислоты, в зависимости от условий, могут быть в трёх агрегатных состояниях: в жидком, твёрдом и газообразном состоянии. Кислоты могут обладать цветом и запахом.

Химические свойства

Изменение цвета индикаторов

Кислота в водной среде способна изменить цвет разных индикаторов. Кислоты окрашивают в красных цвет лакмус, метилоранж и универсальный индикатор. Фенолфталеин не окрашивается.

Взаимодействие кислот с металлами

• Кислота способна реагировать только с металлами, находящимися левее водорода в ряду активности металлов.
• Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑
• Из приведенного выше химического уравнения нужно отметить, что при взаимодействии кислоты и металла происходит реакция замещения, образуется соль и выделяется H2.

Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

1. При взаимодействии кислоты с основным или амфотерным оксидами происходит реакция обмена в результате которой образуются соль и H2O.
2. В качестве примера приведены следующие реакции:
3. K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
4. Из приведённого выше химического уравнения нужно отметить, что в реакциях основного оксида калия и амфотерного оксида алюминия (III) с кислотами, образуется соль и H2O.

Взаимодействие кислот с основными и амфотерными гидроксидами

При взаимодействии кислоты с основным и амфотерным гидроксидами образуются H2O и новая соль, как и в случае с оксидами, происходит реакция обмена. Второе название этой реакции — реакция нейтрализации.

KOH + HNO3 → KNO3 + H2O Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

Из приведённой выше химического уравнения нужно отметить, что при реакции основного гидроксида калия и амфотерного гидроксида алюминия (III) с кислотами образуются соль и H2O.

Взаимодействие кислот с солями

Реакция кислоты с солью является реакцией обмена, так же ее называют реакцией нейтрализации. Она возможно только в случае выпадения соли в осадок, выделения газа, слабые электролиты или вода. Рассмотрим все случаи более подробно.

• Реакции, в результате которых выпадает осадок. H2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2HCl Na2SiO3 + 2HNO3 → H2SiO3↓ + 2NaNO3 Из приведённого выше химического уравнения можно увидеть, что при взаимодействии кислоты и соли образуются новые кислота и нерастворимая соль, которые выпадают в осадок. Осадок может иметь различную окраску, плотность и консистенцию.
• Реакции, в результате которых при нагревании или обычных условиях выделяется газ. NaCl(тв.) + H2SO4 (конц.) → Na2SO4 + 2HCl↑ FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑ Из приведённых выше химических уравнений нужно отметить, что при реакции соли с кислотой образуется новая соль и выделяется газ. Разберём одну из реакций: при взаимодействии твёрдого хлорида натрия с концентрированной хлороводородной кислотой образовалась натриевая соль серной кислоты и выделился летучий газ хлороводород.
• Реакции, в результате которых образуется слабый электролит. Такие реакции возможны только при условии, когда одним из реагентов сильный электролит. Для того, чтобы убедиться, что реакция будет протекать используют вытеснительный ряд:  В этом ряду кислоты расположены так, что в растворах кислот и их солей могут в результате реакции вытесняют из раствора те, что стоят левее в ряду. Азотная и фосфорная кислоты находятся на одном месте в ряду, т.к. имеют одинаковые вытеснительные способности. Из приведённого выше химического уравнения нужно отметить, что хлороводородная кислота, которая находится в данном ряду левее, способна вытеснять кислотный остаток карбоновой кислоты, стоящей в ряду правее. Нужно учитывать, что карбоновая кислота слабая и при стандартных условиях она распадется на углекислый газ и воду. Углекислый газ выделяется из раствора, а вода остаётся.

Разложение кислородсодержащих кислот

В результате реакции разложения кислородсодержащих кислот всегда образуется вода и оксид.

Из приведённых выше реакций можно увидеть, что карбоновая легко разлагается при обычных условиях, так как является одной из самых слабой кислотой. Для разложения сернистой и кремниевой кислоты их растворы необходимо нагреть. Во всех трёх реакция в результате образуется вода и оксиды кислотных остатков.

Смотри также:

• Номенклатура неорганических веществ
• Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)
• Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
• Характерные химические свойства оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных
• Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов
• Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных ( на примере соединений алюминия и цинка)
• Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

Химические свойства кислот

Кислоты – это класс химических соединений, в которых есть атом водорода и кислотный остаток. Напомню, что кислоты делятся на одно-, двух- и трёхосновные (основность определяется числом атомов водорода) и на кислородсодержащие и бескислородные (а это можно узнать, взглянув на кислотный остаток). А сейчас пришло время узнать, как ведут себя кислоты в химических реакциях.

cornellasap.org

Кислоты могут реагировать с некоторыми металлами.

Чтобы узнать, с какими именно металлами могут взаимодействовать металлы, нам понадобится воспользоваться электрохимическим рядом активности металлов (также его называют электрохимическим рядом напряжений металлов).

Ряд активности металлов относится к числу справочных материалов, учить наизусть его нет необходимости, поскольку обычно он представлен в учебнике химии или висит в классе химии. Выглядит он следующим образом:

из открытых источников из открытых источников

Найдите в ряду водород и запомните, что

металлы, стоящие в ряду напряжений ДО водорода (левее водорода), реагируют с кислотами с образованием соли и газообразного водорода, металлы, стоящие ПОСЛЕ (правее) водорода, с кислотами не реагируют.

Пример 1.

Будет ли серная кислота реагировать с цинком? Если будет, напишите уравнение реакции.

Для ответа на первый вопрос найдём в ряду активности металлов цинк. Он стоит левее водорода, следовательно, взаимодействие будет. Записываем уравнение:

Zn + Н2SO4 = ZnSO4 + H2

Пример 2.

Будет ли соляная кислота реагировать с алюминием? Если будет, напишите уравнение реакции.

Алюминий находится в ряду активности до водорода, поэтому реакция будет. Уравнение выглядит так:

Al + 6HCl = 2AlCl3 +3 H2

Пример 3.

Будет ли фосфорная кислота реагировать с серебром? Если будет, напишите уравнение реакции.

Серебро стоит в ряду активности металлов правее водорода, поэтому взаимодействия между фосфорной кислотой и серебром не будет.

2. Взаимодействие с оксидами

Кислоты реагируют с основными оксидами (оксидами металлов) с образованием солей и воды. С кислотными оксидами (оксидами неметаллов) кислоты не реагируют.

Пример.

Запишите уравнение реакции между оксидом натрия и сернистой кислотой.

Na2O + H2SO3 = Na2SO3 + H2O

В данном случае мы наблюдаем реакцию обмена, когда два исходных реагента поменялись составными частями. В результате реакции между основным оксидом и кислотой всегда образуется соль и вода.

3. Взаимодействие с основаниями

• При взаимодействии кислот с основании также протекает реакция обмена, в результате которой образуются соль и вода.
• Пример.
• Запишите уравнение реакции между гидроксидом магния и азотной кислотой.
• Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2H2O
• С другими кислотами кислоты не реагируют.

Также напомню, что существует особая группа гидроксидов – амфотерные.

Они могут вести себя в зависимости от условий как основания или как кислоты.

Амфотерные гидроксиды при взаимодействии с кислотами ведут себя как основания и реагируют с кислотами с образованием соли и воды.

1. И это нужно запомнить.
2. Пример.
3. Запишите уравнение реакции между амфотерным гидроксидом железа (III) и соляной кислотой.
4. Как сказано чуть выше, с кислотами амфотерные гидроксиды реагируют как основания с образованием соли и воды, то есть здесь будет следующая реакция:
5. Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

4. Взаимодействие с солями

Кислоты могут реагировать с солями, если соль образована более слабой кислотой (к числу слабых относятся, например, угольная H2CO3 и сернистая H2SO3).

Пример

• Запишите уравнение реакции между карбонатом натрия и серной кислотой.
• Карбонат – соль угольной кислоты, поэтому уравнение выглядит так:
• Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2CO3.
• Угольная кислота довольно нестойкая в обычных условиях и разлагается на углекислый газ и воды (особенно активно при повышении температуры) по такой схеме:
• H2CO3 = H2O + CO2.

Пишите, пожалуйста, в х, что осталось непонятным, и я обязательно дам дополнительные пояснения.

Жалуйтесь на сложности в изучении школьного курса и говорите, что вас испугало в учебнике химии. И тогда следующая статья будет рассказывать именно об этой проблеме.