Кислоты реагируют с металлами при этом образуется

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.

Взаимодействие металлов с кислотами

С разбавленными кислотами, которые проявляют
окислительные свойства за счет ионов водорода (разбавленные серная,
фосфорная, сернистая, все бескислородные и органические кислоты и др.)

реагируют металлы:
• расположенные в ряду напряжений до водорода (эти металлы способны
вытеснять водород из кислоты);
• образующие с этими кислотами растворимые соли (на поверхности этих металлов
не образуется защитная солевая пленка).
В результате реакции образуются растворимые соли и выделяется водород:

2А1 + 6НСI = 2А1С13 + ЗН2↑
Мg
+ Н2SO4 =
МgSu
+ Н2 SO4  →X(так
как Сu
стоит после Н2)            разб.

РЬ + Н2

SO4  →X(так
как РЬSO4
нерастворим
в воде)            разб.

Некоторые кислоты являются окислителями за счет элемента, образующего кислотный
остаток, К ним относятся концентрированная серная, а также азотная кислота
любой концентрации. Такие кислоты называют кислотами-окислителями.

Анионы
данных кислот содержат атомы серы и азота в высших степенях окисления

Окислительные свойства кислотных остатков и
значительно сильнее, чем нона водорода Н, поэтому азотная и концентрированная
серная кислоты взаимодействуют практически со всеми металлами, расположенными в
ряду напряжений как до водорода, так и после него, кроме золота и платины.

Так как окислителями в этих случаях являются ноны кислотных остатков (за
счет атомов серы и азота в высших степенях окисления), а не ноны водорода Н, то
при взаимодействии азотной, а концентрированной серной кислот с металлами
не выделяется водород.

Металл под действием данных кислот окисляется до характерной
(устойчивой) степени окисления и образует соль, а продукт восстановления
кислоты зависит от активности металла и степени разбавления кислоты

Взаимодействие серной кислоты с металлами

Разбавленная и концентрированная серные кислоты ведут
себя по-разному. Разбавленная серная кислота ведет себя, как обычная
кислота.  Активные металлы, стоящие в
ряду напряжений левее водорода

Li, К, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Cu,
Hg, Ag, Au

вытесняют водород из разбавленной серной кислоты. Мы
видим пузырьки водорода при добавлении разбавленной серной кислоты в пробирку с
цинком.

• H2SO4
  + Zn = Zn SO4 + H2 ↑
• Медь стоит в ряду напряжений после водорода – поэтому
  разбавленная серная кислота не действует на медь. А в концентрированной серной
  кислоты, цинк и медь, ведут себя таким образом…
• Цинк, как активный металл, может образовывать с
  концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу, и даже
  сероводород.
• 2H2SO4 + Zn = SO2↑
  +ZnSO4 + 2H2O

Медь — менее активный металл. При взаимодействии с
концентрированно серной кислотой восстанавливает ее до сернистого газа.

1. 2H2SO4
   конц. + Cu = SO2↑ + CuSO4 + 2H2O
2. В пробирках с концентрированной серной кислотой
   выделяется сернистый газа.
3. Следует иметь в виду, что на схемах указаны продукты,
   содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот.

На основании
приведенных схем составим уравнения конкретных реакций — взаимодействия меди и
магния с концентрированной серной кислотой: 0            +6         
+2          +4

С

u
+ 2Н2SO4
= СuSO4
+ SO2
+ 2Н2Og
+ 5Н2SO4
= 4МgSO4
+ Н2S
+ 4Н2O

Некоторые металлы (Fe.
АI, Сr)
не взаимодействуют с концентрированной серной и азотной кислотами при обычной
температуре,

так как происходит пассивации металла.
Это явление связано с образованием на поверхности металла тонкой, но очень
плотной оксидной пленки, которая и защищает металл. По этой причине азотную и концентрированную
серную кислоты транспортируют в железных емкостях.

Если металл проявляет переменные степени окисления, то с кислотами, являющимися
окислителями за счет ионов Н+, он образует соли, в которых его
степень окисления ниже устойчивой, а с кислотами-окислителями — соли, в которых
его степень окисления более устойчива: 0                   +2 Fе+Н2SO4=
FеSO4+Н2

  0     разб.   +3
Fе+Н2SO4=
Fе2(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2O
        
И.И.Новошинский
Н.С.Новошинская Химия

не забудь….) поделиться с друзьями

Кислоты в химии — реакции, свойства и примеры

Кислоты — это сложные химические вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться атомами металла, и кислотных остатков.

Кислоты проявляют ряд общих химических свойств: диссоциацию и разложение, взаимодействуют с металлами, основаниями, солями, основными и амфотерными оксидами. Для ряда кислот характерны специфические свойства. Все кислоты имеют определенную окраску в индикаторах.

Рассмотрим подробнее общие свойства кислот.

Диссоциация

Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка. Диссоциация кислот происходит ступенчато. По способности к диссоциации кислоты разделяют на две группы:

1. Хорошо диссоциирующие (сильные): H2SO4, HCl, HBr, HNO3, HClO4, HI.

2. Малодиссоциирующие (слабые): H2CO3, H2SO3, H2SiO3.

H2SO4 = H+ +HSO4−

HSO4− = H+ + SO42−

Разложение

В результате реакций разложения кислородсодержащих кислот образуются кислотный оксид и вода. Бескислородные кислоты образуют простые вещества. Для разложения некоторых кислот необходимо нагревание или излучение (HCl, HNO3, H3PO4) другие же разлагаются самопроизвольно в момент образования (H2CO3, H2SO3, HNO2).

H2CO3 = CO2 + H2O

2HCl = H2 + Cl2

Взаимодействие кислот с металлами

Металл может вытеснять водород из кислоты только в том случае, если металл стоит левее водорода в ряду активности металлов. Продукты реакции — соль и водород.

• Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
• Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2
• При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.

Высокая окислительная способность серной и азотной кислот позволяет им вступать в реакции с металлами. Продукты реакции будут зависеть от активности металла и от концентрации кислот.

Таблица: химические свойства кислот-окислителей

Na Mg Al Zn Fe Cu

HNO3(разб)	NaNO3 + NH4NO3 +H2O	Mg(NO3)2 + в зависимости от концентрации +NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3 + H2O	Al(NO3)3 + в зависимости от разбавления кислоты N2O, NH4NO3 + H2O	Zn(NO3)2 + в зависимости от концентрации +NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3 + H2O	Fe(NO3)3 + NO + H2O	Cu(NO3)2 + NO + H2O
HNO3(конц)	NaNO3 + N2O + H2O	На холоду — пассивация	На холоду — пассивация	Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
H2SO4(разб)	Na2SO4 + H2	MgSO4 + H2	При нагревании Al2(SO4)3 + H2	ZnSO4 + H2	При нагревании FeSO4 +H2	Реакция не проходит
H2SO4(конц)	Na2SO4 + H2S + H2O	MgSO4 + H2S + H2O	На холоду — пассивация	ZnSO4 + SO2 + H2O	На холоду — пассивация	CuSO4 + SO2 + H2O
При нагревании Al2(SO4)3 + SO2 + H2O	При нагревании ZnSO4 +H2S + H2O	При нагревании Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O

Кислоты реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами, в результате образуются соль и вода. Взаимодействие кислот с основаниями называют реакцией нейтрализации.

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Fe(OH)2 + 2HBr → FeBr2 + 2H2O

Взаимодействие кислот с солями

Сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей, при этом образуются новая соль и новая кислота. Условие протекания реакции кислот с солями — одним из продуктов реакции должны быть нерастворимая соль или слабая кислота, вода, газ.

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + HCl

HCl + CaCO3 = CaCl2 + H2O + CO2

Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты вступают в реакцию с основными и амфотерными оксидами (последние ведут себя как основные оксиды). В результате реакции образуется соль и вода.

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

2HCl + MgO = MgCl2 + H2O

Восстановительные свойства бескислородных кислот

1. Бескислородные кислоты (кроме HF) проявляют восстановительные свойства за счет химического элемента, который входит в состав аниона, при действии на них различных окислителей.
2. Например, в качестве окислителей для всех галогеноводородных кислот выступают диоксид марганца MnO2, перманганат калия KMnO4, дихромат калия K2Cr2O7.
3. Результат этих реакций — образование свободных галогенов.
4. 4HCl + MnO2 =MnCl2 + Cl2 + 2H2O
5. 14HBr + K2Cr2O7 = 2CrBr3 + 3Br2 + 2KBr + 7H2O
6. 16HI + 2KMnO4 = 2MnI2 + 5I2 + 2KI + 8H2O

Из галогеноводородных кислот наибольшая восстановительная активность — у йодоводородной.

Ее могут окислять оксид железа (III) и соль трехвалентного железа.

• 6HI + Fe2O3 = 2FeI2 + I2 + 3H2O
• Высокая восстановительная активность характерна для сероводородной кислоты, она может быть окислена диоксидом серы.
• 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

Способность окрашивать индикаторы

Индикаторы кислот — это специальные вещества, при помощи которых определяют наличие кислот в растворе.

Вопросы для самоконтроля

1. С чем реагируют кислоты?

2. При каких условиях кислоты взаимодействуют с солями? Приведите пример.

3. 1. Составьте уравнения реакций и назовите продукты реакций:
   2. Ca + HCl
   3. Na + H2SO4
   4. CaO + HNO3
   5. Fe2O3 + H2SO4
   6. KOH + HNO3
   7. Al(OH)3 + HF
   8. HNO3 + CaCO3

4. Разбавленный раствор серной кислоты реагирует с: медью, хлоридом меди, сульфатом меди, цинком?

5. • Соляная кислота вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
   • а. водой и цинком;
   • б. магнием и оксидом серы (IV);
   • в. железом и оксидом кальция;

   г. сульфатом натрия и углеродом.

Все репетиторы Skysmart

Каталог проверенных преподавателей, которые помогут ребёнку влюбиться в предмет и достичь поставленных целей

Химические свойства кислот, их классификация и реакции

Кислоты — класс сложных химических веществ, состоящих из атомов водорода и кислотных остатков.

В первую очередь кислоты делятся на:

• органические или карбоновые и
• неорганические или минеральные.

Свойства карбоновых кислот подробно разбираются в статье Карбоновые кислоты (ссылка на статью)

В зависимости от количества атомов водорода, которые могут замещаться в химических реакциях различают:

• одноосновные кислоты
• двухосновные кислоты
• трехосновные кислоты.

Не смотря на то, что в уксусной кислоте четыре атома водорода, три из них принадлежат кислотному остатку и в реакциях замещения не участвуют. Соответственно, уксусная кислота — одновалентная.

Свойства неорганических кислот также зависят от наличия в их составе кислорода и делятся на

• бескислородные
• кислородсодержащие.

Растворы кислот способны диссоциировать и проводить электрический ток т.е. являются электролитами. В зависимости от степени диссоциации делятся на:

• сильные
• слабые электролиты.

Химические свойства кислот

1. Диссоциация

• При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.
• HNO3 → H+ + NO-3
• HCl → H+ + Cl-
• Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
• Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО-4 (первая ступень)
• Н2РО-4 ↔ Н+ + НРO2-4 (вторая ступень)
• НРО2-4 ↔ Н+ + PОЗ-4 (третья ступень)

2. Разложение

1. Кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксиды и воду.
2. H2CO3 → H2O + CO2↑
3. Бескислородные на простые вещества

3. Реакция с металлами

Кислоты реагируют лишь с теми металлами, что стоят в ряду активности до кислорода. В результате взаимодействия образуется соль и выделяется водород.

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑

Найти ряд активности можно на последней странице электронного учебника «Химия 9 класс» под редакцией В. В. Еремина.

Бдительные ученики могут сказать: «Золото стоит в ряду активности металлов после водорода, а с „царской водкой“ реагирует. Как же так?»

Из всех правил есть исключения.

Поскольку в состав азотной кислоты входит азот со степенью окисления +5, а в состав серной — сера со степенью окисления +6, то с металлами реагируют не ионы водорода, а более сильные окислители. Образуется соль, но не происходит выделения водорода.

Au + HNO3 + 4HCl → HAuCl4 + NO + 2H2O.

4. Реакции с основаниями

В результате образуются соль и вода, происходит выделение тепла.

Na2CO3 + 2CH3 — COOH → 2CH3 — COONa + H2O + CO2↑.

Реакции такого типа называются реакциями нейтрализации. Простейшая реакция, которую можно провести на собственной кухне — гашение соды столовым уксусом или 9%раствором уксусной кислоты.

5. Реакции кислот с солями

Вспомним, когда мы разбирали ионные уравнения ( ссылка на статью), одним из условий протекания реакций было образование в ходе взаимодействия нерастворимой соли, выделение летучего газа или слабо диссоциирующего вещества — например, воды. Те же условия сохраняются и для реакций кислот с солями.

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl↑

6. Реакция кислот с основными и амфотерными оксидами

В ходе реакции образуется соль и происходит выделение воды.

K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Если в окислительных реакциях первую скрипку играет водород, то в восстановительных реакциях основная роль принадлежит анионному остатку. В результате реакций образуются свободные галогены.

4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

Физические свойства кислот

При нормальных условиях (Атмосферное давление = 760 мм рт. ст. Температура воздуха 273,15 K = 0°C) кислоты чаще жидкости, хотя встречаются и твердые вещества: например ортофосфорная H3PO4 или кремниевая H2SiO3.

• Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде: фтороводородная-HF, соляная-HCl, бромоводородная-HBr.
• Кислотные свойства кислот в ряду HF → HCl → HBr → HI усиливаются.
• Для некоторых кислот (соляная, серная, уксусная) характерен специфический запах.
• Благодаря наличию ионов водорода в составе, кислоты обладают характерным кислым вкусом.
• Химическая лаборатория не ресторан, и в целях безопасности существует жесткий запрет на опробование на вкус химических веществ.
• Как же можно определить кислота в пробирке или нет?

В 1300 году был открыт лакмус, и с тех пор алхимикам и химикам не пришлось рисковать своим здоровьем, пробуя на вкус содержимое пробирок. Запомните, что лакмус в кислой среде краснеет.

Вторым широко используемым индикатором является фенолфталеин.

Простой мнемонический стишок поможет запомнить, как ведут себя индикаторы в разных средах.

Индикатор лакмус — красный  Кислоту укажет ясно. Индикатор лакмус — синий, Щёлочь здесь — не будь разиней, Когда ж нейтральная среда, Он фиолетовый всегда. Фенолфталеиновый — в щелочах малиновый

Но несмотря на это в кислотах он без цвета.

Что ещё почитать? Неметаллы Биография Д.И. Менделеева. Интересные факты из жизни великого химика Карбоновые кислоты Массовая доля вещества

18HBr + 2KMnO4 →2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2

14НI + K2Cr2O7 →3I2↓ + 2Crl3 + 2KI + 7H2O

#ADVERTISING_INSERT#

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+ :

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).

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

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