Действие кислот окислителей на металлы

  • 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:
  4. Действие кислот окислителей на металлы
  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:

 
Действие кислот окислителей на металлы
 

  • 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:

Действие кислот окислителей на металлы

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:
  • Действие кислот окислителей на металлы

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:
  •  
    Действие кислот окислителей на металлы
     

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:
     
  14. Действие кислот окислителей на металлы

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:

 
Действие кислот окислителей на металлы
 

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:

Действие кислот окислителей на металлы

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. Действие кислот окислителей на металлы
  4.  
    Концентрированная азотная кислота пассивирует Fe, Cr, Al, как и концентрированная серная.
     
  5. Чтобы провести реакцию нужно нагреть:
  6. Действие кислот окислителей на металлы
  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).

Читайте также:  Запчасти на листогиб металл мастер лбм

 

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)

Химические свойства кислот — формулы, уравнения и примеры взаимодействия

Время на чтение: 18 минут Действие кислот окислителей на металлы

Склонность к диссоциации

В водных растворах кислоты свободно диссоциируют на катионы водорода и кислотные остатки. Этот процесс не занимает много времени. Все кислоты делятся на малодиссоциирующие и диссоциирующие.

Для корректного построения уравнения сильных одноосновных соединений может быть использована одна направленная вправо стрелка (→), либо знак равенства (=). Таким способом можно показать необратимость такой диссоциации.

К примеру, самое элементарное уравнение диссоциации соляной кислоты можно записать двумя способами: HCl → H+ + CL- или HCl = H+ + CL-. Оба варианта являются правильными.

Используемая стрелка нужна для того, чтобы наглядно показать, что обратный процесс объединения кислотных остатков с катионами водорода практически не происходит.

Если по условиям задачи нужно будет написать уравнение диссоциации одноосновного слабого соединения, тогда будет использоваться уже 2 стрелки (↔), которые будут направлены в разные стороны. Этот приём используется в химии для того, чтобы показать обратимость диссоциации слабых соединений.

Такой подход особенно актуален в том случае, когда ярко выражен обратный процесс объединения имеющихся катионов водорода с кислотными остатками.

Действие кислот окислителей на металлы

Химический процесс может происходить ступенчато. В этом случае речь касается многоосновных веществ, у которых катионы водорода отрываются от молекул не одновременно, а по очереди.

Для выражения диссоциации понадобиться уже несколько уравнений, итоговое количество которых будет соответствовать основности кислот. Для лучшего понимания этого правила следует рассмотреть пример.

При использовании трехосновной фосфорной кислоты диссоциация протекает сразу в три ступени с поочерёдным открытием катионов Н+:

  • Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО4-.
  • Н2РО4 — ↔ Н+ + НРО42-.
  • НРО42- ↔ Н+ + РО43-.

Для правильного решения аналогичных задач нужно понимать, что каждая последующая степень диссоциации всегда протекает в меньшей степени, нежели предыдущая. Такое явление основано на увеличении заряда кислотных остатков, из-за чего прочность связи между ними и положительными ионами только возрастает.

Среди многоосновных веществ в категорию исключений входит только H2SO4. Это связано с тем, что это соединение диссоциирует сразу по двум ступеням.

Специфическое окисление

Из уроков химии достоверно известно, что сила концентрации H2SO4 и HNO3 способна удивлять. Эти вещества воздействуют не только на металлы, которые расположены до водорода в ряду активности, но и на другие элементы после него (за исключением золота, платины).

Кислородсодержащие азотные и серные кислоты могут окислить не только серебро и медь, но и ртуть. Но нужно понимать, что некоторые металлы (Fe, Al, Cr) являются довольно активными, так как расположены до водорода, но они не реагируют на HNO3, H2SO4 без предварительного нагревания.

Это связано с пассивацией. На поверхности таких металлов образуется защитная плёнка, состоящая из твёрдых продуктов окисления. Благодаря этому молекулы H2SO4 и HNO3 не могут проникать вглубь металла для активации химической реакции.

Но если температура будет высокой, тогда окисление произойдёт.

Действие кислот окислителей на металлы

Если речь идет о взаимодействии кислот с металлами, тогда обязательными продуктами будет соль и вода. Дополнительно выделяется третий продукт, формула которого зависит от активности металлов, температуры химической реакции. Каждая ситуация является индивидуальной.

Азотная и серная кислоты отличаются высокой окислительной способностью, что позволяет им вступать в химическую реакцию практически со всеми металлами ряда активности, а также с твёрдыми неметаллами.

Например, фосфор, углерод, сера. Наглядно увидеть список продуктов взаимодействия H2SO4, HNO3 с металлами можно увидеть в таблице кислот.

В 8 классе химия изучается не углублённо, но выучить названия химических элементов и их свойства нужно обязательно.

Восстановительные реакции

Окислители представляют собой частицы (атомы, ионы, молекулы), которые во время химической реакции принимают электроны. При этом степень окисления постепенно понижается, а окислители восстанавливаются.

Все известные бескислородные кислоты (за исключением HF) под воздействием различных окислителей проявляют восстановительные свойства, но это только благодаря химическому элементу, который входит в состав аниона.

К примеру, дихроматом калия, диоксидом марганца, перманганатом калия окисляются все галогеноводородные соединения. В категорию исключений входит только HF. А вот галогенид-ионы могут окисляться только до свободных галогенов.

Химическую реакцию можно оформить следующим образом:

  • 4HCl + MnJ2 → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O.
  • 16Br + 2KMnO4 → 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2.
  • 14Hl + K2Cr2O7 → 3l2↓ + 2Crl3 + 2Kl + 7H2O.

Действие кислот окислителей на металлы

Иодоводород среди всех галогеноводородных соединений обладает наибольшей восстановительной активностью. Окислить его могут даже оксид и соли трёхвалентного железа. Не меньшей восстановительной активностью обладает сероводород H2S.

Для получения кислот электролизу подвергают растворы солей, образовавшиеся благодаря кислотному остатку. К примеру, электролиз раствора сульфата меди.

Химические свойства

Все существующие кислоты можно поделить на две категории: растворимые и нерастворимые. Некоторые из этих веществ могут самопроизвольно разлагаться и в водном растворе практически исчезают.

Речь касается неустойчивых соединений. Эту тему подробно изучают на уроках химии в 8 классе.

Все кислоты обладают определёнными физическими и химическими свойствами, которые нужно выучить для сдачи ЕГЭ:

Действие кислот окислителей на металлы

  • Многие виды кислот могут растворяться в воде, существенно повышая её кислотность. Для определения химического соединения в конкретном растворе используются специальные индикаторы: лакмусовая бумажка окрашивается в красный цвет.
  • Кислоты взаимодействуют с атмосферными основаниями и оксидами, из-за чего образуется вода и соли. Из-за электролита такие реакции всегда проходят до конца. Растворению подвергаются многие оксиды.
  • Кислоты могут вступать в реакцию с солями, но это только при условии образования газообразных либо малорастворимых веществ.
  • Сильные кислоты взаимодействуют со щелочами. Реакция нейтрализации происходит на фоне того, что не только кислая, но и щелочная среда в сумме образуют нейтральную среду воды. Это интересная химическая реакция, которую можно записать следующим образом: Н+ + ОН- → Н2О.

Кислоты взаимодействуют с металлами, но для этого должны быть соблюдены определённые условия. В процессе химической реакции образуется соль и выделяется водород. В категорию исключений входят только те ситуации, когда металлы взаимодействуют с H2SO4 и HNO3.

Сферы применения

Химические вещества используются практически во всех отраслях современной промышленности. Но в настоящее время минеральные и органические кислоты применяются в следующих сферах:

Действие кислот окислителей на металлы

  • Борная кислота (H3BO3). Получила большой спрос в медицине как надёжное антисептическое средство. H3BO3 используется при пайке различных металлов, это вещество также добавляют в удобрения и применяют для борьбы с тараканами.
  • В домашних условия при выпечке сдобных изделий не обойтись без лимонной и уксусной кислот, их также используют для удаления накипи с кранов, чайников.
  • Хорошо всем известная аскорбиновая кислота, которая также известна как витамин С, применяется при простудных заболеваниях.
  • Серная кислота (H2SO4). Активно используется в химической промышленности. H2SO4 используется для производства эффективных минеральных удобрений, лакокрасочных материалов. Часто используется в пищевой промышленности (например, пищевая добавка Е513), а также в качестве электролита, когда речь касается производства аккумуляторных батарей.
  • Специальная хромовая смесь (раствор двухромовокислого калия в H2SO4) применяется в лабораторных условиях для очистки химической посуды. Это вещество является сильным окислителем, благодаря чему помогает максимально быстро и качественно удалить следы загрязнения органическими веществами. Хромовая смесь также используется в органическом синтезе.
  • Азотная кислота (HNO3). Благодаря своим уникальным свойствам получила спрос в производстве взрывчатых веществ. Именно HNO3 используют при производстве востребованных в сельскохозяйственной отрасли азотосодержащих удобрений (например, калиевая и аммиачная селитра), а также для изготовления медикаментозных средств («Нитроглицерин»).

Действие кислот окислителей на металлы

При использовании любой из кислот нужно соблюдать правила безопасности, так как такие вещества могут нанести серьёзный вред здоровью.

В 8 классе на уроках химии даётся общая информация по кислотам. Но учащимся нужно запомнить, что это сложные соединения, в составе которых содержатся атомы водорода, замещающиеся атомами металлов и кислотных остатков. Изучаемые химические элементы наделены определёнными свойствами. Например, могут взаимодействовать с оксидами, солями и металлами.

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
Читайте также:  Как сварить алюминий: описание технологии сварки электродом

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

ПОИСК

    Ртуть по своим свойствам сильно отличается от цинка и кадмия. При взаимодействии ртути с кислотами-окислителями в условиях избытка кислоты образуется соль ртути(II), а при избытке ртути — соль ртути (I)  [c.229]

    Кислоты-окислители, например НЫОз, переводят все три металла в раствор  [c.228]

    Сульфат-ионы SO4- вследствие их симметричного строения (тетраэдрическая форма при sp -гибридизации атомных орбита-лей серы) в нейтральных и щелочных растиорах не проявляют окислительных свойств. В кислотной среде (разбавленная серная кислота) окислителем будут не сульфат-ионы, а катионы оксония. [c.218]

    При взаимодействии металлов с азотной кислотой никогда не выделяется водород и в концентрированной, и в разбавленной азотной кислоте окислителем выступает азот со степенью окисления +5. [c.112]

    В кислородсодержащих кислотах — окислителях кремний пассивируется и растворяется лишь в смеси кислот плавиковой и азотной  [c.411]

    Взаимодействие металлов с хлороводородной (соляной) кислотой. Окислителем в соляной кислоте, так же как и в воде, является ион водорода.

Стандартный электродный потенциал водородного электрода приравнен к нулю. Поэтому принципиально все активные металлы и металлы средней активности должны реагировать с кислотой.

Так оно и есть, однако проявляется пассивация свинца  [c.331]

    Лавсан имеет высокую механическую прочность и температуру размягчения (260°С), термо-, влаго-, светостоек, устойчив к действию щелочей, кислот, окислителей. Из него делают пленки, волокна, лаки для изоляции и различные изделия. Из полимеров, получаемых [c.339]

    Под действием кислот-окислителей эти металлы пассивируются, [c.244]

    Соляная кислота окислителем не является. [c.218]

    Темно-коричневый моносульфид 8п5 выпадает в осадок при действии НгЗ на растворы, содержащие 5п2+. Осадок 5п5 не растворяется Е1 разбавленных кислотах, но растворим в концентрированной НС) и в кислотах окислителях. 5п5 не реагирует с сульфидом аммония, но растворяется в растворе дисульфида аммония  [c.386]

    Если в маточных растворах содержатся сильные кислоты, щелочи, ангидриды и хлорангидриды кислот, окислители, разрушающие фильтровальную бумагу, то для фильтрования пользуются стеклянными тиглями с пористым дном (рис. 27) или стеклянными воронками, в которые впаяны стеклянные пластинки. По размерам пор стеклянные фильтры делятся на четыре но- Л мера. Чем больше номер фильтра, тем меньше сечение пор. [c.23]

Читайте также:  Какие плотности у металла

    Взаимодействие кислот окислителей с металлами и неметаллами. 1. В пробирку с газоотводной трубкой поместите медные стружки и прилейте 2—3 мл концентрированной азотной кислоты, слегка подогрейте. Выделяющийся бурый газ поглощается водой. Обнаружьте в образовав- [c.57]

    Кислоты-окислители переводят марганец в раствор также в виде аквакатиона марганца (П) рений (и, по-видимому, технеций) дают соединения со степенью окисления ( + УП)  [c.241]

    Цинк и кадмий вытесняют водород нз кислот ртуть растворяется только в кислотах-окислителях, причем если кислота а избытке, го образуются соли Hg . при недостатке — соли Hgj  [c.563]

    Реакционная способность элементов (VA группы усиливается при повышении температуры. Так, при нагревании они реагируют с металлами и неметаллами, а также с кислотами-окислителями, например  [c.203]

    Следует обратить внимание на то, что взаимодействие металлов с кислотами-окислителями (такими, как азотная кислота, в которой металлом восстанавливается не ион Н , а атом К , точнее-анион КОз) не подчиняется ряду напряжений (К в нем отсутствует). Эти реакции зависят от силы восстановителя и окислителя (у последнего сила больше, чем у иона Н» ). Например, азотная кислота окисляет не только металлы, стоящие до водорода, но и медь, серебро, ртуть  [c.159]

    Ванадий можно перевести в раствор с помощью кислот-окислителей  [c.235]

    В кислотах-окислителях хром пассивируется (образуется пленка очень устойчивого оксида СггОз). Молибден и вольфрам с кислотами-неокислителями в водном растворе не реагируют они могут быть переведен.ы в раствор при действии смеси концентрированных азотной и фтороводородной кислот  [c.238]

    Металлы семейства платины переводятся в раствор только под воздействием кислот-окислителей (концентрированная азотная кислота, царская водка и др.), например  [c.244]

    Под действием концентрированных кислот — окислителей на некоторых металлах образуется устойчивая оксидная пленка. Это явление называется пассивацией. Так, в концентрированной серной кислоте пассивируются (и не реагируют с ней) такие металлы как Ве, Bi, Со, Ре, М и КЬ, а в концентрированной азотной кислоте-металлы А1, Ве, В1, Со, Сг, Ре, ЫЬ, №, РЬ, ТЬ и и. [c.158]

    При действии кислот — окислителей железо окисляется до Fe (П1)  [c.129]

    Фторэластомеры этого типа растворимы в перфторнрованных растворителях, но не растворяются и не набухают почти во всех органических жидкостях, не взаимодействуют с кислотами, окислителями, восстанавливающими агентами. В отличие от сополимеров на основе винилиденфторида рассматриваемые фторкаучуки устойчивы к основаниям. [c.511]

    При нагревании хром растворяется также в разбавленной серной кислоте, но не взаимодействует с азотной и концентрированиой серной кислотами. Это объясняется тем, что кислоты-окислители пассивируют хром, образуя на его поверхности очень плотный слой химически малоактивной окиси хрома СГ2О3. [c.371]

    Только для этих элементов известны сульфиды состава ЭгЗ . Это черные твердые вещества, растворяются в кислотах окислителях (при этом происходит окисление S- и образование НЭО4). [c.550]

    Нормальный электродный потенциал серебра равен 4-0,799 а, т. с. значительно положительнее.

потенциала водородного электрода, и по этой причине серебро является термодинамически устойчивым материалом в иеокислительных средах, в том числе в неаэрированных растворах соляной и плавиковой кислот.

Наличие в растворах этих кислот окислителей оказывает ускоряющее влияние на коррозию серебра. [c.275]

    Сочетание атомов углерода разных гибридных состояний в единой полимерной структуре порождает множество аморфных форм углерода. Типичным примером аморфного углерода является так называемый стеклоуглерод. В нем беспорядочно связаны между собой структурные фрагменты алмаза, графита и карбина.

Его получают термическим разложением некоторых углеродистых веществ. Стеклоуглерод — новый конструкционный материал с уникальными свойствами, не присущими обычным модификациям углерода.

Стеклоуглерод тугоплавок (остается в твердом состоянии вплоть до 3700°С), по сравнению с большинством других тугоплавких материалов имеет небольшую плотность (до 1,5 г см ), обладает высокой механической прочностью, электропроводен. Стеклоуглерод весьма устойчив во многих агрессивных средах (расплавленных щелочах и солях, кислотах, окислителях и др.).

Изделия из стеклоуглерода самой различной формы (трубки, цилиндры, стаканы и пр.) получают при непосредственном термическом разложении исходных углеродистых веществ, в соответствующих формах или прессованием стеклоуглерода.

Уникальные свойства стеклоуглерода позволяют использовать его в атомной энергетике, электрохимических производствах, для изготовления аппаратуры для особо агрессивных сред. Стекловидное углеродистое волокно, обладая низким удельным весом, высокой прочностью на разрыв и повышенной термостойкостью, может найти применение в космонавтике, авиации и других областях. [c.450]

    Труднорастворимые соли меди (II). 1. Сульфид. В пробирку с 1—2 мл раствора сульфата или хлорида меди прилейте сероводородной воды. Наблюдайте выпадение черного осадка. Испытайте его взаимодействие с кислотами-окислителями HNO3, H2SO4 (конц.) при нагревании. [c.270]

    Расположена в ряду напряжений до водорода, водород из кислот не вытесняет. С кислотами-окислителями см. пп. 5.10. (с HNOJ), 4.5.4. (с Н ЗО . [c.313]

    Темно-коричневый моносульфш олова SnS выпадает в осадок при действии HjS на растворы, содержащие Sn. Осадок SnS не растворяется в разбавленных кислотах, но растворим в конц. НС1 и в кислотах-окислителях. Сульфид SnS не реагирует с сульфидом аммония, но растворяется в растворе дисульфида аммония  [c.390]

    Все сульфиды Аа, Sb, Б1 нерастворимы а воде и кислотах, не являющихся окислителями, но растворяются в кон1(ентрированных кислотах-окислителях  [c.426]

    Это черные твердые вецкества, растворяются в кислотах-окислителях (при этом происходит окислеиие У и образование НЭО ). [c.526]

    Концентрированные кислоты — окислители (НМОз, Н2504) пассивируют железо (причины те же, что и у алюминия или хрома).

Пассивированное железо при обычных условиях не реагирует с разбавленными кислотами, не вытесняет из них водорода, не вытесняет медь из раствора сульфата меди.

Очищенное от окиснон пленки железо вытесняет металлы РЬ, 5п, Си, Ад, Н и Аи из растворов их солей. [c.352]

    В ряду напряжений мышьяк, сурьма и висмут располагаются между водородом и медью. Поэтому они могут растворяться только в кислотах-окислителях — HNO3, концентрированной H2SO4 и др. [c.189]

    Точнее, восстанавливается только электроноактивная частица (атом или ион). Если она входит в состав молекулы сложного вещества, то говорят о восстановлении всего вещества. Например, во многих реакциях HNO3, претерпевшая химическое превращение, переходите N0.

При этом восстанавливается только азот (окислительное число азота 4-5 в HNO3 становится равным 4-2 в N0). Однако на- практике говорят о восстановлении азотной кислоты до окиси азота. Азотная кислота — окислитель, но сама окисляться не может. Аналогично и для случаев окисления.

[c.106]

    Халькогениды титана(IV), образующиеся при прямом синтезе из простых веществ, взятых в стехиометрических количествах, малорастворимы в воде.

Объясните, почему они ме выпадают из водного раствора солей титана (IV) при добавлении растворимых сульфидов.

В учебниках есть указание на то, что данные халькогениды растворимы в концентрированных растворах кислот-окислителей (H2SO4, HNO3) и щелочей (NaOH, КОН). Составьте уравнения всех описанных реакций. [c.132]

    Область применения метода. Кулоиометрическое титрование может применяться во всех случаях, где используются методы обычного объемного анализа.

Различие состоит в том, что при ку-лопометрическом титровании могут применяться малоустойчивые реактивы соединения урана (V), меди (I), серебра (II), титана (III), олова (II), бром, хлор и др., с которыми очень трудно работать нри обычных способах объемного анализа.

Можно использовать микрокулопометрию, когда анализ проводят в малых объемах (0,01 мл). В этом случае при использовании сравнительно разведенных растворов кислот, окислителей или восстановителей можно определять до 10 —10 г-иона вещества. [c.73]

    HNO3, то ка его поверхности образуется оксидная (Fe) пленка, которая не растворяется и кислотах — окислителях. Икая окислительная pe/ui обусловливает и другой результат реакций. [c.93]

    РЬЗе и РЬТе представляют собой темные кристаллические вещества, устойчивые при обычных температурах и диссоциирующие при нагревании на РЬ и 8е(Те) устойчивы к плавиковой и соляной кислотам и к растворам щелочей кислотами-окислителями (НЫОз, Н2504) перевод дятся в соответствующие соли свинца и окислы 5е и Те. [c.206]

Ссылка на основную публикацию
Adblock
detector