- Кислоты — окислители | Дистанционные уроки
- Обсуждение: «Кислоты — окислители»
- 2.6. Характерные химические свойства кислот
- 1) Наличие атомов кислорода в кислоте
- 2) Основность кислоты
- 3) Летучесть
- 4) Растворимость
- 5) Устойчивость
- 6) Способность к диссоциации
- 7) Окисляющие свойства
- Химические свойства кислот
- 1. Способность к диссоциации
- 2. Взаимодействие кислот с металлами
- 3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами
- 4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами
- 5. Взаимодействие кислот с солями
- 6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот
- 7. Восстановительные свойства бескислородных кислот
- Характерные химические свойства кислот
- Общая характеристика
- Классификация:
- Физические свойства
- Химические свойства
- Изменение цвета индикаторов
- Взаимодействие кислот с металлами
- Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами
- Взаимодействие кислот с основными и амфотерными гидроксидами
- Взаимодействие кислот с солями
- Разложение кислородсодержащих кислот
- 7.3. Взаимодействие металлов с кислотами
- Взаимодействие металлов с соляной кислотой
- Взаимодействие металлов с азотной кислотой
- Взаимодействие металлов с серной кислотой
Азотная кислота (HNO3) — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы.
Азот в азотной кислоте четырёхвалентен, степень окисления +5. Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C с частичным разложением.
Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях.
Водные растворы HNO3 с массовой долей 0,95-0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6-0,7 — концентрированной азотной кислотой.
Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией.
Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты.
- Как кислота-окислитель, HNO3 взаимодействует:
- а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:
- Концентрированная HNO3
Разбавленная HNO3
б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:
Единственная общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:
Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа:
Некоторые металлы (железо, хром, алюминий, кобальт, никель, мар-ганец, бериллий), реагирующие с разбавленной азотной кислотой, пассиви-руются концентрированной азотной кислотой и устойчивы к её воздействию.
Серная кислота H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом.
- Смешивается с водой и SO3, во всех соотношениях.
- Разбавленная серная кислота реагирует с активными металлами с образованием соли (сульфатов) и водорода.
- Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
- Металлы, которые находятся в электрохимическом ряду после водорода с разбавленной серной кислотой не взаимодействуют. Что касается концентрированной серной кислоты, то в зависимости от ее концентрированности могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты — S, SO2, H2S:
- Zn + 2H2SO4 конц. = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O
- 3Zn + 4H2SO4 конц. = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
- 4Zn + 5H2SO4 конц. = 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O
Кислоты — окислители | Дистанционные уроки
- Давайте рассмотрим свойства
- и продукты их реакций
- Автор статьи — Саид Лутфуллин
- Свойства концентрированной серной кислоты — окислителя
Концентрированная серная кислота – бесцветная тяжелая маслянистая нелетучая жидкость. Не имеет запаха и тянет сказать: «без вкуса», но вкус у нее все же есть, пробовать не советую.
Разбавленная серная кислота ничем особым непримечательна. Свойства как и у других кислот. За исключением того, что она не реагирует со свинцом, так как образующийся сульфат свинца нерастворим. Нерастворимое вещество покрывает кусочек металла и «защищает его от реакции»
- Pb + H2SO4 ≠
- А вот концентрированная серная кислота – сильный окислитель (за счет атома серы в высшей степени окисления).
- Раз сера – окислитель, то она будет восстанавливаться:
- Глубина восстановления серы зависит от активности восстановителя:
- сильные восстановители восстанавливают серную кислоту до H2S,
- слабые — до SO2,
- восстановители средней активности – до S.
На практике образуются несколько продуктов в разных пропорциях. Преобладание того или иного продукта зависит от множества факторов: от вышеупомянутой активности восстановителя, температуры, концентрации кислоты (95%, 90%. 85%, 80%, 75% – это все концентрированная кислота). Но в реалиях школьной программы все схематично и пишем один единственный продукт.
1. Взаимодействие металлов в концентрированной серной кислотой.
Концентрированная серная кислота реагирует с металлами, даже стоящими после водорода. Но кроме платины и золота – эти металлы слишком малоактивны.
Схема этих реакций:
- Активные металлы восстанавливают серную кислоту до H2S:
8Li + 5H2SO4 конц → 4Li2SO4 + H2S ↑ + H2O
4Mg + 5H2SO4 конц → 4MgSO4 + H2S ↑ + H2O
- Металлы средней активности восстанавливают серную кислоту до S:
3Mn + 4H2SO4 конц → 3MnSO4 + S ↓ + 4H2O
3Zn + 4H2SO4 конц → t→ 3ZnSO4 + S ↓ + 4H2O
- Малоактивные металлы восстанавливают серную кислоту до SO2:
Cu + 2H2SO4 конц → CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O
2Ag + 2H2SO4 конц → Ag2SO4 + SO2 ↑ + 2H2O
Некоторые металлы (конкретно нужно запомнить — Fe, Al, Cr) при контакте с концентрированной серной кислотой покрываются защитной пленкой – и реакция не идет. Поэтому серную кислоту без всякой опасности перевозят в железных цистернах. Это явление называют пассивацией.
То, что железо, алюминий и хром пассивируются не означает, что реакция невозможна. Просто нужно нагреть – при нагревании от защитной пленки не остаётся и следа:
2. Взаимодействие неметаллов с концентрированной серной кислотой.
Не все неметаллы реагируют с концентрированной серной кислотой: лишь те, что проявляют восстановительные свойства. Поэтому кислород, азот и галогены не вступают в эти реакции.
Мы рассмотрим взаимодействие с фосфором, углеродом, бором, серой. Неметаллы – не такие активные восстановители как типичные металлы – поэтому серная кислота восстанавливается до SO2.
- Неметалл окисляется до высшей степени окисления: образуется оксид. Поскольку оксид неметалла – кислотный, то он тут же в момент получения реагирует с водой и образуется кислота:
- 2P + 5H2SO4 конц → 2H3PO4 + 5SO2 ↑+ 2H2O
- 2B + 3H2SO4 конц → 2H3BO3 + 3SO2 ↑
- Угольная кислота не образуется – получается углекислый газ:
- C + 2H2SO4 конц → CO2 ↑ + 2SO2 ↑+ 2H2O
- Концентрированная серная кислота окисляет серу:
3. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с галогенидами.
Галогениды металлов – это соли галогеноводородов (HF, HCl, HBr, HI). Галогеноводороды – летучие кислоты, а HF еще к тому же и слабая.
- Поэтому серная кислота их вытесняет из солей:
- 2KF тв + H2SO4 конц → K2SO4 + 2HF↑
- 2NaCl тв + H2SO4 конц → Na2SO4 + 2HCl↑
Соли нужно брать твердые, не раствор. Тогда галогеноводороды будут вытесняться в виде газов.
А к фториду можно и в раствор прилить кислоты, так как фтороводородная кислота – слабая, она вытеснится. Только останется в растворе, вот и вся разница.
- С хлоридами и фторидами происходит простая реакция обмена, без изменения степеней окисления.
- Галоген окисляется до простого вещества. Сера восстанавливается:
-
А вот бромиды и иодиды – восстановители. После вытеснения галогеноводорода он тут же окисляется. Поэтому реакции концентрированной серной кислоты с бромидами и иодидами протекают с изменением степеней окисления.
- Бромоводород и иодоводород окисляются так же, как и их соли:
- 2HBr + H2SO4 конц → Br2 + SO2 ↑ + 2H2O
- 8HI + H2SO4 конц → 4I2 ↓+ H2S ↑ + 4H2O
- Азотная кислота — окислитель.
- Производство.
- Сырье для производства азотной кислоты – аммиак. Три последовательные реакции окисления:
- 1. Каталитическое окисление аммиака:
- 4NH3+5O2 → кат., t°→ 4NO+6H2
- Реакция экзотермическая, необратимая.
- 2. Окисление NO до NO2:
- 2NO+O2→2NO2
- Реакция экзотермическая, обратимая.
- 3. Поглощение NO2 водой и одновременно его окисление:
Реакция экзотермическая, обратимая – по этой же схеме азотная кислота разлагается при хранении. Поэтому с течением времени прозрачная изначально азотная кислота буреет. Бурый цвет кислоте придает, образующийся при разложении NO2.
Если растворять NO2 в воде без доступа кислорода, то азот диспропорционирует:
Поэтому оксид азота (IV) NO2 мы относим к кислотным. Хоть у него и нет соответствующей кислоты, при растворении его в воде образуются HNO3 и HNO2.
Азотная кислота – жидкость с резким запахом. Свежая азотная кислота бесцветная. При хранении она разлагается и за счет бурого NO2 приобретает желтоватый цвет.
Важно знать, что азотная кислота летучая, легкокипящая, поэтому и имеет запах. А раз она летучая, то ее можно вытеснить из соли нелетучей кислотой, например, концентрированной серной:
NaNO3 тв + H2SO4 → t → NaHSO4 + HNO3 ↑
Важно, чтобы нитрат был твердым, а серная кислота концентрированная – меньше воды. Чтобы азотная кислота испарялась, испаряется – значит покидает реакционную смесь, значит реакция идет до конца.
Химические свойства.
Свойства азотной кислоты в целом повторяют свойства концентрированной серной. Но с одной поправкой, в отличие от серной, азотная кислота и концентрированная, и разбавленная проявляет сильные окислительные свойства.
1. Взаимодействие с металлами.
До чего может восстанавливаться азот? Вспомним диаграмму степеней окисления азота:
Получиться может любой из этих продуктов. А на практике – несколько сразу. Мы рассмотрим упрощенный вариант: берем только преобладающий продукт и только два фактора, влияющие на глубину восстановления:
- Активность металла – чем активнее, тем глубже идет восстановление.
- Концентрация кислоты – разбавленная кислота восстанавливается глубже.
- Еще больше упрощая берем только четыре продукта: NH4NO3, N2O, NO, NO2.
- Наиболее глубокое восстановление дает разбавленная кислота и активный металл – NH4NO3.
- 4Ca + 10HNO3 разб → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Соответственно при взаимодействии концентрированной кислоты и малоактивного металла образуется NO2. Самое неглубокое восстановление.
Cu + 4HNO3 конц → Cu(NO3)2 + 2NO2 ↑+ 2H2O
Теперь нужно определить в каком случае будет N2O, а в каком NO. Фактор активности металла – решающий. С активным металлом и концентрированной кислотой будет N2O. А с малоактивным металлом и разбавленной кислотой образуется NO.
- 8Na + 10HNO3 конц → 8NaNO3 + N2O ↑ + 5H2O
- 3Cu + 8HNO3 разб → 3Cu(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O
-
Концентрированная азотная кислота пассивирует Fe, Cr, Al, как и концентрированная серная.
- Чтобы провести реакцию нужно нагреть:
- С разбавленной кислотой эти металлы реагируют и без нагревания:
2. Взаимодействие с неметаллами (C, P, B, S).
Неметаллы окисляются до высших кислот. Реагирует и концентрированная, и разбавленная азотная кислота. Неметаллы – не очень хорошие восстановители, поэтому кислота восстанавливается как в реакции с малоактивными металлами (образуются N2O и NO2).
-
В отличие от серной кислоты, очень концентрированная азотная кислота (безводная) окисляет при нагревании иод до иодноватой кислоты (HIO3): - I2 + 10HNO3 конц → t → 2HIO3 + 10NO2 ↑ + 4H2O
3. Взаимодействие с галогенидами.
Эти реакции могут запутать, хотя ничего сложного в них нет. Вам нужно просто понять логику каждой из них.
На что следует опираться:
- Реакции могут быть либо окислительно-восстановительными, либо обменными.
- Помним, что фториды (F–) и хлориды (Cl–) – восстановители плохие, если быть точнее, то никакие. А бромиды (Br–) и иодиды (I–) – хорошие восстановители.
- HF – слабая кислота, HCl, HBr, HI – сильные.
- Фториды металлов – это соли слабых кислот, поэтому сильная азотная кислота вытесняет фтороводород. И не важно концентрированная или разбавленная – это простая реакция обмена/p>
- KF + HNO3 → HF + KNO3
Фтороводород не реагирует с азотной кислотой. Реакция обмена невозможна и окислительно-восстановительная тоже: фторид – слабый восстановитель.
Хлориды металлов и хлороводород не реагируют с азотной кислотой. Хлорид ион – слабый восстановитель – не возможна ОВР. Хлориды металлов не реагируют, потому что соляная кислота – сильная (предыдущая плавиковая – слабая, если помните).
Бромиды и иодиды вступают с азотной кислотой в окислительно-восстановительное взаимодействие. Сами окисляются до простых веществ. Азотная кислота восстанавливается до NO2 если концентрированная, разбавленная – до NO, то есть так, как будто взаимодействует с малоактивным металлом.
Обсуждение: «Кислоты — окислители»
(Правила комментирования)
2.6. Характерные химические свойства кислот
Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:
1) Наличие атомов кислорода в кислоте
Кислородсодержащие | Бескислородные |
H3PO4,HNO3,HNO2,H2SO4,H3PO4,H2CO3,H2CO3, HClO4 все органические кислоты (HCOOH, CH3COOH и т.д.) | HF, HCl, HBr, HI, H2S |
2) Основность кислоты
Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H+, а также замещаться на атомы металла:
одноосновные | двухосновные | трехосновные |
HBr, HCl, HNO3, HNO2, HCOOH, CH3COOH | H2SO4, H2SO3, H2CO3, H2SiO3 | H3PO4 |
3) Летучесть
Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.
Летучие | Нелетучие |
H2S, HCl, CH3COOH, HCOOH | H3PO4, H2SO4, высшие карбоновые кислоты |
4) Растворимость
Растворимые | Нерастворимые |
HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2SO3, H2SO4, HNO3, HNO2, H3PO4, H2CO3, CH3COOH, HCOOH | H2SiO3, высшие карбоновые кислоты |
5) Устойчивость
Устойчивые | Неустойчивые |
H2SO4, H3PO4, HCl, HBr, HF | H2CO3, H2SO3 |
6) Способность к диссоциации
хорошо диссоциирующие (сильные) | малодиссоциирующие (слабые) |
H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 | H2CO3, H2SO3, H2SiO3 |
7) Окисляющие свойства
слабые окислители (проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H+) | сильные окислители (проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента) |
практически все кислоты кроме HNO3 и H2SO4 (конц.) | HNO3 любой концентрации, H2SO4 (обязательно концентрированная) |
Химические свойства кислот
1. Способность к диссоциации
- либо в таком виде: HCl = H+ + Cl—
- либо в таком: HCl → H+ + Cl—
- По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.
- В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать в уравнении вместо знака две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:
- CH3COOH CH3COO— + H+
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H+ :
- H3PO4 H+ + H2PO4—
- H2PO4— H+ + HPO42-
- HPO42- H+ + PO43-
Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H3PO4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H2PO4— , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO42-. Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H+.
Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:
H2SO4 2H+ + SO42-
2. Взаимодействие кислот с металлами
Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H2SO4(конц.
) и HNO3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода.
Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:
H2SO4(разб.) + Zn ZnSO4 + H2
2HCl + Fe FeCl2 + H2
Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H2SO4 (конц.) и HNO3, то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после.
То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро.
Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.
3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами
- Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:
- H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H2O
- 6HNO3 + Fe2O3 2Fe(NO3)3 + 3H2O
- H2SiO3 + FeO ≠
4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами
HCl + NaOH H2O + NaCl
3H2SO4 + 2Al(OH)3 Al2(SO4)3 + 6H2O
5. Взаимодействие кислот с солями
- Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:
- H2SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4↓ + 2HNO3
- CH3COOH + Na2SO3 CH3COONa + SO2↑ + H2O
- HCOONa + HCl HCOOH + NaCl
6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот
Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).
Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть.
Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO3 и концентрированной H2SO4 без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.
В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.
Высокая окислительная способность концентрированной серной и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:
7. Восстановительные свойства бескислородных кислот
Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:
- 4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
- 16HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2
- 14НI + K2Cr2O7 3I2↓ + 2Crl3 + 2KI + 7H2O
Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.
- 6HI + Fe2O3 2FeI2 + I2↓ + 3H2O
- 2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I2↓ + 2HCl
- Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H2S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:
- 2H2S + SO2 3S↓+ 2H2O
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).
Основность кислоты — это число активных атомов водорода в молекуле кислоты | |
Одноосновные | HClO4, HCl |
Двухосновные | H2SO4, H2CO3 |
Трехосновные | H3PO4 |
- 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
- При взаимодействии кислоты с основным или амфотерным оксидами происходит реакция обмена в результате которой образуются соль и H2O.
- В качестве примера приведены следующие реакции:
- K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
- 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
7.3. Взаимодействие металлов с кислотами
Почти все металлы
реагируют с кислотами, образуя соли.
Характер взаимодействия металла с
кислотой зависит от активности металла,
его свойств и концентрации кислоты.
При действии
кислоты на металл роль окислителя играет
или ион водорода (,
разбавленная
png» width=»55″>),
или кислотный остаток кислородсодержащей
кислоты (,
png» width=»55″>– концентрированная).
Взаимодействие металлов с соляной кислотой
С соляной кислотой
взаимодействуют металлы, стоящие в ряду
напряжений до водорода.
Вывод:
окислителем являются катионы водорода,
которые принимают электроны от атома
металла.
Взаимодействие металлов с азотной кислотой
Восстановление
азотной кислоты различной концентрации
при взаимодействии с металлами разной
активности можно представить в виде
схемы.
-
Согласно схеме
степень окисления азота при взаимодействии
кислоты с металлами меняется от
+5 до
-3. -
Рассмотрим несколько
примеров.
Коэффициенты в
уравнении реакции подбираем
ионно-электронным
методом.
Разбавленная
азотная кислота при взаимодействии с
неактивными металлами восстанавливается
до ,
образуется сольи вода.
При взаимодействии
активных металлов с разбавленной азотной
кислотой образуется соль, вода и или.
При взаимодействии
активных металлов с очень разбавленной
азотной кислотой образуется соль, вода
и аммиак или нитрат аммония.
Вывод:
окислителем в азотной кислоте является
нитрат-анион. Концентрированная азотная
кислота пассивирует …
Следует иметь в
виду, что во многих случаях при действии
азотной кислоты на металлы образуется
смесь различных азотсодержащих
соединений, в которых преобладает
какое-либо из них.
Взаимодействие металлов с серной кислотой
-
С разбавленной серной кислотой.
-
С концентрированной серной кислотой.
В концентрированной
серной кислоте окислителем является
ион
но так как сульфат-ион не является
сильным окислителем, то большинство
реакций идет при нагревании. Степень
окисления серы может меняться от
+6 до
— 2. Чем
активнее металл, тем больше степень
восстановления серы.
-
Взаимодействие
металлов с серной кислотой можно
представить в виде схемы. -
Характер
взаимодействия зависит от активности
металла, условий проведения реакции. -
Например:
при нагревании серной концентрированной
кислоты с цинком сначала выделяется
сернистый газ, а затем элементарная
сера и сероводород. -
В одном из уравнений
расставим коэффициенты ионно-электронным
методом.
Вывод:
Окислителем в концентрированной серной
кислоте является ион .
Концентрированная серная кислота
окисляет многие металлы, в том числе и
такие, которые в ряду напряжений
расположены правее водорода, при этом
обычно выделяется сернистый газ.
Концентрированная
серная кислота не действует на ипассивирует
.