При взаимодействии металла с серной кислотой помимо соли образуется кислород водород азот вода

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.

1. Смешивается с водой и SO3, во всех соотношениях.
2. Разбавленная серная кислота реагирует с активными металлами с образованием соли (сульфатов) и водорода.
3. Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
4. 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:
5. Zn + 2H2SO4 конц. = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O
6. 3Zn + 4H2SO4 конц. = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
7. 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»

1. Pb + H2SO4 ≠
2. А вот концентрированная серная кислота – сильный окислитель (за счет атома серы в высшей степени окисления).
3. Раз сера – окислитель, то она будет восстанавливаться:
5. 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.

1. Поэтому серная кислота их вытесняет из солей:
2. 2KF тв + H2SO4 конц → K2SO4 + 2HF↑
3. 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.

1. Бромоводород и иодоводород окисляются так же, как и их соли:
2. 2HBr + H2SO4 конц → Br2 + SO2 ↑ + 2H2O
3. 8HI + H2SO4 конц → 4I2 ↓+ H2S ↑ + 4H2O
4. Азотная кислота — окислитель.
5. Производство.
    
6. Сырье для производства азотной кислоты – аммиак. Три последовательные реакции окисления:
7. 1. Каталитическое окисление аммиака:
    
8. 4NH3+5O2 → кат., t°→ 4NO+6H2
9. Реакция экзотермическая, необратимая.
    
10. 2. Окисление NO до NO2:
     
11. 2NO+O2→2NO2
12. Реакция экзотермическая, обратимая.
     
13. 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.

1. 8Na + 10HNO3 конц → 8NaNO3 + N2O ↑ + 5H2O
2. 3Cu + 8HNO3 разб → 3Cu(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O
3. 
4.  
   Концентрированная азотная кислота пассивирует Fe, Cr, Al, как и концентрированная серная.
    
5. Чтобы провести реакцию нужно нагреть:
6. 
7. 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.

1. Фториды металлов – это соли слабых кислот, поэтому сильная азотная кислота вытесняет фтороводород. И не важно концентрированная или разбавленная – это простая реакция обмена/p>
    
2. 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

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:

3) Летучесть

Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.

4) Растворимость

5) Устойчивость

6) Способность к диссоциации

7) Окисляющие свойства

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+ :

1. H3PO4  H+ + H2PO4—
2. H2PO4—  H+ + HPO42-
3. 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

1. Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:
2. H2SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4↓ + 2HNO3
3. CH3COOH + Na2SO3 CH3COONa + SO2↑ + H2O
4. 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.

1. 6HI + Fe2O3 2FeI2 + I2↓ + 3H2O
2. 2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I2↓ + 2HCl
3. Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H2S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:
4. 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).

• 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

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

1. С разбавленной серной кислотой.

1. 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.

1. Взаимодействие
   металлов с серной кислотой можно
   представить в виде схемы.
3. Характер
   взаимодействия зависит от активности
   металла, условий проведения реакции.
4. Например:
   при нагревании серной концентрированной
   кислоты с цинком сначала выделяется
   сернистый газ, а затем элементарная
   сера и сероводород.
6. 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
.