Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов

  • 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. Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов
  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:

 
Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов
 

  • 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:

Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов

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:
  • Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов

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:
  •  
    Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов
     

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. Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов

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:

 
Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов
 

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:

Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов

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. Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов
  4.  
    Концентрированная азотная кислота пассивирует Fe, Cr, Al, как и концентрированная серная.
     
  5. Чтобы провести реакцию нужно нагреть:
  6. Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов
  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
Читайте также:  Тенденция стоимости драгоценных металлов

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)

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.

Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов

  • 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.

Кислоты реагируют с оксидами металлов или оксидами неметаллов

Вопросы для самоконтроля

  1. С чем реагируют кислоты?

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

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

    • 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

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-
Читайте также:  Ручная аргонодуговая сварка неплавящимися электродами: технология, принципы работы, рекомендации

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

Читайте также:  Что такое инвертор: принцип работы, разновидности и области применения

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

Взаимодействие кислот с оксидами металлов

Цель урока:

  1. Знакомство учащихся еще с одним свойством кислот — взаимодействие их с оксидами металлов: а) значение реакции обмена между кислотами и оксидами

    б) очистка поверхности металла от ржавчины

  2. Проверить и закрепить полученные знания и умения: а) типы химических реакций

    б) свойства кислот

  3. Обобщение полученных знаний.
  4. Закрепление знаний учащихся .
  5. Подготовка к практической работе.

Методы работы:

Беседа. Демонстрация опыта: взаимодействие серной кислоты с оксидом  меди(II) . Лабораторные опыты. Взаимодействие соляной кислоты с оксидом магния. Демонстрация опыта. Пропускание оксида углерода (IV) через раствор серной кислоты. Обобщение и наблюдение.

Фронтальная беседа.

  1. Какие известные вам кислоты?
  2. Сравните свойства серной и соляной кислот.
  3. Какое правило нужно соблюдать при использовании серной кислоты в воде?
  4. Назовите общие свойства кислот. Ответ поясните примерами.
  5. Перед вами две кислоты: а) обратите внимание на их признаки; б) по этим признакам назовите каждую;

    в) запишите их формулы.

  6. Приводятся формулы различных веществ: а) выпишите из них формулы кислот и назовите их. б) подчеркните формулы бескислородных кислот: Cu (OH)₂‚ HCl‚ CO₂‚ P₂O₅‚ H₃PO₄‚ KOH‚ H₂SO₄‚H₂S‚ Al₂O₃‚ H₂SO₃‚ CuSO₄‚ HNO₃.

    в) определите валентность кислотных остатков.

  7. Пойдут ли реакции: а) между медью и соляной кислотой; б) между цинком и соляной кислотой; в) между железом и разбавленной серной кислотой?

    Какой этот тип химической реакции?

  8. Какие известны еще типы химических реакции? Приведите примеры.

Урок начинается с постановки «проблем».

  1. Взаимодействуют ли кислоты с оксидами металлов, неметаллов?
  2. Как получить соль металла, не вытесняющего водород из кислоты? Объяснить на примере получения сульфата меди (II).

Решаем первый вопрос: будут ли реагировать кислоты с оксидами металлов? Демонстрация опыта. Взаимодействие оксида меди с серной кислотой.

Показать оксид меди, серную кислоту и предложить учащимся описать их свойства. Затем учитель наливает в стакан объемом 150-200мл. 20-25мл. серной кислоты(1:5), высыпает ложку оксида меди (II), перемешивает. Происходят ли какие изменения? Заметных изменений нет. Нагреваем. Что наблюдаем?

Раствор становится голубым, черный порошок на дне стакана растворился. Добавляем еще немного оксида и перемешиваем до полного его растворения. Добавление оксида меди прекращаем до того, когда новая порция не остается на дне стакана не растворившейся. И только тогда приливаем немного воды.

Что представляет собой раствор голубого цвета? Как выделить образовавшееся вещество из раствора?

  1. Показать фильтрование горячего раствора: а) приготовление фильтра.

    б) правила фильтрования.

  2. Выпаривание филтрата в фарфоровой чашке.
  • Обратить внимание на некоторые трудности выпаривания – соль разлетается, чтобы этого избежать, нужно особенно подчеркивать, что раствор надо перемешивать и выпаривать только до появления первых кристаллов, а не досуха.
  • На доске записываем уравнение реакции:
  • CuO+H₂SO₄= CuSO₄ + H₂O
  • Можно ли отнести эту реакцию к одному из известных вам типов?

Атомы меди и водорода поменялись местами. Это реакция обмена. Реакцией обмена называются реакции между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями.

  1. Вывод учащихся: при взаимодействии серной кислоты с оксидом меди, получается соль и вода.
  2. Могут ли другие кислоты реагировать с оксидами?
  3. Учащиеся выполняют лабораторные опыты:
  1. Взаимодействие соляной кислоты с оксидом железа (III).(оксид железа должен быть в виде буро-красного порошка. Темно-серая кристаллическая модификация почти не растворятся в кислотах).
  2. Взаимодействие оксида магния с соляной кислотой.

Учащиеся оформляют лабораторную работу.

Взаимодействие кислот с оксидами металлов.

кислоты оксиды Условия реакции Признаки реакции Уравнение и тип реакции Вывод. Название соли.
HCl Fe₂O₃ Нагревание Изменение цвета(желтый раствор) Fe₂O₃+6HCl=2FeCl₃+3H₂O (реакция обмена) Оксид железа (III) реагируют с соляной кислотой, образуется хлорид железа (III) в растворе.
HCl MgO Нагревание Получается бесцветный раствор MgO+2 HCl=MgCl₂ + H₂O. Реакция обмена. Оксид магния реагирует с соляной кислотой. Образуется соль хлорид магния в растворе.
  • Будут ли реагировать кислоты с оксидами неметаллов?
  • Демонстрация опыта: Пропускание углекислого газа CO2 через раствор кислоты.
  • Почернение лучинки, смоченной в кислоте после опыта, показывает, что кислота не изменилась.
  • Учащиеся делают вывод: С кислотами взаимодействуют оксиды металлов, а оксиды неметаллов с кислотами не взаимодействуют.
  • Практическое применение этих реакций:
  1. Используют для очистки поверхности металлов при различных покрытиях, в целях защиты металлов от разрушения. При травлении железа используют 5-10% раствор серной кислоты или 10% раствор соляной кислоты. Учащимся предлагают составить уравнения реакций, проходящих на поверхности железа при обработке его серной кислотой перед оцинкованием.
  2. Применение ингибиторов.

Самостоятельная работа учащихся:

1. Закончить уравнения химических реакций. Назвать полученные вещества:

Mgo + HNO₃= Na₂O + H₂SO₄=
Al₂O₃ + HCl= ZnO + HNO₃=

2. Какие четыре типа химических реакций вам известны? К какому из них относятся данные реакции:

  1. а) окисление простых веществ кислородом,
  2. б) восстановление металлов из их оксидов водородом,
  3. в) вытеснение металлом водорода из кислот,
  4. г) реакция между водородом и оксидами металлов?
  5. Приведение по одному примеру уравнений реакций каждого типа.
  6. На дом: §36 страница 74. Упражнение 3,4

19.03.2010

Ссылка на основную публикацию
Adblock
detector