Кислотаминазиваються складні речовини, до складу молекул яких входять атоми водню, здатні заміщатися або обмінюватися на атоми металу та кислотний залишок.
За наявності або відсутності кисню в молекулі кислоти поділяються на кисневмісні(H 2 SO 4 сірчана кислота, H 2 SO 3 сірчиста кислота, HNO 3 азотна кислота, H 3 PO 4 фосфорна кислота, H 2 CO 3 вугільна кислота, H 2 SiO 3 кремнієва кислота) та безкисневі(HF фтороводородна кислота, HCl хлороводнева кислота (соляна кислота), HBr бромоводнева кислота, HI іодоводородна кислота, H 2 S сірководнева кислота).
Залежно від числа атомів водню в молекулі кислоти кислоти бувають одноосновні (з 1 атомом Н), двоосновні (з 2 атомами Н) та триосновні (з 3 атомами Н). Наприклад, азотна кислота HNO 3 одноосновна, оскільки в молекулі її один атом водню, сірчана кислота H 2 SO 4 – двоосновна і т.д.
Неорганічних сполук, що містять чотири атоми водню, здатні заміщатися на метал, дуже мало.
Частина молекули кислоти без водню називається кислотним залишком.
Кислотні залишкиможуть складатися з одного атома (-Cl, -Br, -I) - це прості кислотні залишки, а можуть - із групи атомів (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - це складні залишки.
У водних розчинах при реакціях обміну та заміщення кислотні залишки не руйнуються:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Слово ангідридозначає безводний, тобто кислота без води. Наприклад,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Безкисневі кислоти ангідридів не мають.
Свою назву кислоти одержують від назви утворює кислоту елемента (кислотообразователя) з додаванням закінчень «ная» і рідше «ва»: H 2 SO 4 – сірчана; H 2 SO 3 – вугільна; H 2 SiO 3 - кремнієва і т.д.
Елемент може утворити кілька кисневих кислот. У разі зазначені закінчення у назві кислот будуть тоді, коли елемент виявляє високу валентність (у молекулі кислоти великий вміст атомів кисню). Якщо елемент виявляє нижчу валентність, закінчення в назві кислоти буде «зайвою»: HNO 3 – азотна, HNO 2 – азотиста.
Кислоти можна одержувати розчиненням ангідридів у воді.У разі, якщо ангідриди у воді не розчиняються, кислоту можна отримати дією іншої сильнішої кислоти на сіль необхідної кислоти. Цей спосіб характерний як для кисневих, так і безкисневих кислот. Безкисневі кислоти отримують так само прямим синтезом з водню і неметалу з подальшим розчиненням отриманої сполуки у воді:
H 2 + Cl 2 → 2 HCl;
H2+S → H2S.
Розчини отриманих газоподібних речовин HCl і H 2 S є кислотами.
За звичайних умов кислоти бувають як у рідкому, і у твердому стані.
Хімічні властивості кислот
Розчини кислот діють на індикатори. Усі кислоти (крім кремнієвої) добре розчиняються у воді. Спеціальні речовини – індикатори дозволяють визначити наявність кислоти.
Індикатори – це речовини складної будови. Вони змінюють своє забарвлення залежно від взаємодії з різними хімічними речовинами. У нейтральних розчинах - вони мають одне забарвлення, у розчинах основ – інше. При взаємодії з кислотою вони змінюють своє забарвлення: індикатор метиловий оранжевий забарвлюється червоний, індикатор лакмус – теж червоний.
Взаємодіють із основами з утворенням води та солі, в якій міститься постійний кислотний залишок (реакція нейтралізації):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Взаємодіють із заснованими оксидами з утворенням води та солі (реакція нейтралізації). Сіль містить кислотний залишок тієї кислоти, яка використовувалась у реакції нейтралізації:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Взаємодіють із металами.
Для взаємодії кислот із металами повинні виконуватися деякі умови:
1. метал має бути досить активним по відношенню до кислот (у ряду активності металів він повинен розташовуватися до водню). Чим лівіше знаходиться метал у ряді активності, тим інтенсивніше він взаємодіє з кислотами;
2. кислота має бути досить сильною (тобто здатною віддавати іони водню H+).
При протіканні хімічних реакцій кислоти з металами утворюється сіль і виділяється водень (крім взаємодії металів з азотною та концентрованою сірчаною кислотами):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Залишились питання? Хочете знати більше про кислоти?
Щоб отримати допомогу репетитора – .
Перший урок – безкоштовно!
blog.сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.
Кислоти - це такі хімічні сполуки, які здатні віддавати електрично заряджений іон (катіон) водню, а також приймати два взаємодіючі електрони, внаслідок чого утворюється ковалентний зв'язок.
У цій статті ми розглянемо основні кислоти, які вивчають у середніх класах загальноосвітніх шкіл, а також дізнаємося безліч цікавих фактів про різні кислоти. Приступимо.
Кислоти: види
У хімії існує безліч найрізноманітніших кислот, які мають різні властивості. Хіміки розрізняють кислоти за вмістом у складі кисню, леткістю, розчинністю у воді, силі, стійкості, приналежності до органічного або неорганічного класу хімічних сполук. У цій статті ми розглянемо таблицю, в якій представлені найвідоміші кислоти. Таблиця допоможе запам'ятати назву кислоти та її хімічну формулу.
Отже, все видно. У цій таблиці представлені найвідоміші в хімічній промисловості кислоти. Таблиця допоможе набагато швидше запам'ятати назви та формули.
Сірководнева кислота
H 2 S – це сірководнева кислота. Її особливість полягає в тому, що вона є ще й газом. Сірководень дуже погано розчиняється у воді, а також взаємодіє з багатьма металами. Сірководнева кислота відноситься до групи "слабкі кислоти", приклади яких ми розглянемо в цій статті.
H2S має трохи солодкуватий смак, а також дуже різкий запах тухлих яєць. У природі її можна зустріти у природному чи вулканічному газах, і навіть вона виділяється при гниття білка.
Властивості кислот дуже різноманітні, навіть якщо кислота незамінна в промисловості, може бути дуже корисна для здоров'я людини. Ця кислота дуже токсична для людини. При вдиханні невеликої кількості сірководню в людини прокидається головний біль, починається сильна нудота і запаморочення. Якщо ж людина вдихне велику кількість H 2 S, це може призвести до судом, комі або навіть миттєвої смерті.
Сірчана кислота
H 2 SO 4 – це сильна сірчана кислота, з якою діти знайомляться на уроках хімії ще у 8-му класі. Хімічні кислоти, такі як сірчана є дуже сильними окислювачами. H 2 SO 4 діє як окислювач на багато металів, а також основні оксиди.
H 2 SO 4 при попаданні на шкіру або одяг викликає хімічні опіки, проте він не такий токсичний, як сірководень.
Азотна кислота
У світі дуже важливі сильні кислоти. Приклади таких кислот: HCl, H2SO4, HBr, HNO3. HNO 3 – це всім відома азотна кислота. Вона знайшла широке застосування у промисловості, а також у сільському господарстві. Її використовують для виготовлення різних добрив, у ювелірній справі, при друкуванні фотографій, у виробництві лікарських препаратів та барвників, а також у військовій промисловості.
Такі хімічні кислоти, як азотна, дуже шкідливі для організму. Пари HNO 3 залишають виразки, викликають гострі запалення та подразнення дихальних шляхів.
Азотиста кислота
Азотисту кислоту дуже часто плутають із азотною, але різниця між ними є. Справа в тому, що набагато слабше азотної, у неї зовсім інші властивості та дія на організм людини.
HNO 2 знайшла широке застосування у хімічній промисловості.
Плавікова кислота
Плавікова кислота (або фтороводород) – це розчин H 2 O c HF. Формула кислоти – HF. Плавікова кислота дуже активно використовується в алюмінієвій промисловості. Нею розчиняють силікати, труять кремній, силікатне скло.
Фторівник є дуже шкідливим для організму людини, залежно від його концентрації може бути легким наркотиком. При попаданні на шкіру спочатку жодних змін, але вже за кілька хвилин може з'явитися різкий біль та хімічний опік. Плавікова кислота дуже шкідлива для навколишнього світу.
Соляна кислота
HCl – це хлористий водень, що є сильною кислотою. Хлористий водень зберігає властивості кислот, що належать до групи сильних. На вигляд кислота прозора та безбарвна, а на повітрі димиться. Хлористий водень широко застосовується у металургійній та харчовій промисловостях.
Ця кислота викликає хімічні опіки, але особливо небезпечно її потрапляння у вічі.
Фосфорна кислота
Фосфорна кислота (H3PO4) - це за своїми властивостями слабка кислота. Але навіть слабкі кислоти можуть мати сильні властивості. Наприклад, H 3 PO 4 використовують у промисловості відновлення заліза з іржі. Крім цього, форсфорна (або ортофосфорна) кислота широко використовується у сільському господарстві – з неї виготовляють безліч різноманітних добрив.
Властивості кислот дуже схожі - практично кожна з них є дуже шкідливою для організму людини, H 3 PO 4 не є винятком. Наприклад, ця кислота також спричиняє сильні хімічні опіки, кровотечі з носа, а також фарбування зубів.
Вугільна кислота
H 2 CO 3 – слабка кислота. Її отримують при розчиненні CO 2 (вуглекислий газ) H 2 O (вода). Вугільну кислоту використовують у біології та біохімії.
Щільність різних кислот
Щільність кислот займає важливе місце у теоретичній та практичній частинах хімії. Завдяки знанню густини можна визначити концентрацію тієї чи іншої кислоти, вирішити розрахункові хімічні завдання та додати правильну кількість кислоти для здійснення реакції. Щільність будь-якої кислоти змінюється в залежності від концентрації. Наприклад, що більший відсоток концентрації, то більша і щільність.
Загальні властивості кислот
Абсолютно всі кислоти є (тобто складаються з кількох елементів таблиці Менделєєва), причому обов'язково включають до свого складу H (водень). Далі ми розглянемо які є загальними:
- Всі кислоти, що містять кисень (у формулі яких присутній O) при розкладанні утворюють воду, а також А безкисневі при цьому розкладаються на прості речовини (наприклад, 2HF розкладається на F 2 і H 2).
- Кислоти-окислювачі взаємодіють з усіма металами серед активності металів (тільки з тими, які розташовані ліворуч від H).
- Взаємодіють з різними солями, але тільки з тими, що були утворені ще слабкішою кислотою.
За своїми фізичними властивостями кислоти різко відрізняються одна від одної. Адже вони можуть мати запах і не мати його, а також бути в різних агрегатних станах: рідких, газоподібних і навіть твердих. Дуже цікаві вивчення тверді кислоти. Приклади таких кислот: C 2 H 2 0 4 та H 3 BO 3 .
Концентрація
Концентрацією називають величину, що визначає кількісний склад будь-якого розчину. Наприклад, хімікам часто необхідно визначити те, скільки в розведеній кислоті H2SO4 знаходиться чистої сірчаної кислоти. Для цього вони наливають невелику кількість розведеної кислоти в мірну склянку, зважують і визначають концентрацію таблиці щільності. Концентрація кислот вузько взаємопов'язана із щільністю, часто визначення концетрації зустрічаються розрахункові завдання, де потрібно визначити відсоткове кількість чистої кислоти у розчині.
Класифікація всіх кислот за кількістю атомів H у їхній хімічній формулі
Однією з найпопулярніших класифікацій є поділ всіх кислот на одноосновні, двоосновні та, відповідно, триосновні кислоти. Приклади одноосновних кислот: HNO 3 (азотна), HCl (хлороводнева), HF (фтороводородна) та інші. Дані кислоти називаються одноосновними, тому що в їх складі присутній лише один атом H. Таких кислот безліч, абсолютно кожну запам'ятати неможливо. Потрібно лише запам'ятати, що кислоти класифікують і за кількістю атомів H у складі. Аналогічно визначаються і двоосновні кислоти. Приклади: H 2 SO 4 (сірчана), H 2 S (сірководнева), H 2 CO 3 (вугільна) та інші. Триосновні: H3PO4 (фосфорна).
Основна класифікація кислот
Однією з найпопулярніших класифікацій кислот є поділ їх на кисневмісні та безкисневі. Як запам'ятати, не знаючи хімічної формули речовини, що це кислота кисневмісна?
У всіх безкисневих кислот у складі відсутня важливий елемент O - кисень, зате у складі є H. Тому до їх назви завжди приписується слово "воднева". HCl - це a H 2 S - сірководнева.
Але й за назвами кислот, що містять, можна написати формулу. Наприклад, якщо число атомів O в речовині - 4 або 3, то до назви завжди додається суфікс -н-, а також закінчення -ая-:
- H 2 SO 4 - сірчана (кількість атомів - 4);
- H 2 SiO 3 - кремнієва (кількість атомів - 3).
Якщо ж у речовині менше трьох атомів кисню або три, то в назві використовується суфікс -іст-:
- HNO 2 – азотиста;
- H 2 SO 3 – сірчиста.
Загальні властивості
Всі кислоти мають кислий смак і часто трохи металевий. Але є й інші подібні характеристики, які ми зараз розглянемо.
Існують такі речовини, які називаються індикаторами. Індикатори змінюють свій колір, або колір залишається, але змінюється його відтінок. Це відбувається тоді, коли на індикатори діють якісь інші речовини, наприклад кислоти.
Прикладом зміни кольору може бути такий звичний багатьом продукт, як чай, і лимонна кислота. Коли чай кидають лимон, то чай поступово починає помітно світлішати. Це відбувається через те, що лимон містить лимонну кислоту.
Існують інші приклади. Лакмус, який у нейтральному середовищі має бузковий колір, при додаванні соляної кислоти стає червоним.
При перебувають у ряді напруженості до водню, виділяються бульбашки газу - H. Однак якщо в пробірку з кислотою помістити метал, який знаходиться в ряді напруженості після H, ніякої реакції не відбудеться, виділення газу не буде. Так, мідь, срібло, ртуть, платина і золото з кислотами не реагуватимуть.
У цій статті ми розглянули найвідоміші хімічні кислоти, а також їх основні властивості та відмінності.
Називаються речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням іонів водню.
Кислоти класифікуються за їх силою, за основністю та наявністю чи відсутністю кисню у складі кислоти.
За силоюкислоти поділяються на сильні та слабкі. Найважливіші сильні кислоти – азотна HNO 3 , сірчана H 2 SO 4 і соляна HCl .
За наявністю кисню розрізняють кисневмісні кислоти ( HNO 3 , H 3 PO 4 і т.п.) та безкисневі кислоти ( HCl, H 2 S, HCN і т.п.).
За основністю, тобто. за кількістю атомів водню в молекулі кислоти, здатних заміщатися атомами металу з утворенням солі, кислоти поділяються на одноосновні (наприклад, HNO 3 , HCl ), двоосновні (H 2 S , H 2 SO 4 ), триосновні (H 3 PO 4 ) і т.д.
Назви безкисневих кислот виробляються від назви неметалу з додаванням закінчення -воднева: HCl - хлороводнева кислота, H 2 S е - селеноводородна кислота, HCN - ціановоднева кислота.
Назви кисневмісних кислот також утворюються від російської назви відповідного елемента з додаванням слова "кислота". При цьому назва кислоти, в якій елемент знаходиться у вищій ступеня окислення, закінчується на «ная» чи «ова», наприклад, H 2 SO 4 - сірчана кислота, HClO 4 - хлорна кислота, H 3 AsO 4 - миш'якова кислота. Зі зниженням ступеня окислення кислотоутворюючого елемента закінчення змінюються в наступній послідовності: «овата» ( HClO 3 - хлорнувата кислота), «щиста» ( HClO 2 - хлориста кислота), «оватиста» ( H Про Cl - хлорнуватиста кислота). Якщо елемент утворює кислоти, перебуваючи тільки у двох ступенях окиснення, то назва кислоти, що відповідає нижчому ступеню окиснення елемента, отримує закінчення «чиста» ( HNO 3 - азотна кислота, HNO 2 - азотиста кислота).
Таблиця - Найважливіші кислоти та їх солі
|
Кислота |
Назви відповідних нормальних солей |
|
|
Назва |
Формула |
|
|
Азотна |
HNO 3 |
Нітрати |
|
Азотиста |
HNO 2 |
Нітріти |
|
Борна (ортоборна) |
H 3 BO 3 |
Борати (ортоборати) |
|
Бромоводородна |
Броміди |
|
|
Йодоводнева |
Йодіди |
|
|
Кремнієва |
H 2 SiO 3 |
Силікати |
|
Марганцева |
HMnO 4 |
Перманганати |
|
Метафосфорна |
HPO 3 |
Метафосфати |
|
Миш'якова |
H 3 AsO 4 |
Арсенати |
|
Миш'яковиста |
H 3 AsO 3 |
Арсеніти |
|
Ортофосфорна |
H 3 PO 4 |
Ортофосфати (фосфати) |
|
Дифосфорна (пірофосфорна) |
H 4 P 2 O 7 |
Дифосфати (пірофосфати) |
|
Дихромова |
H 2 Cr 2 O 7 |
Дихромати |
|
Сірчана |
H 2 SO 4 |
Сульфати |
|
Сірчиста |
H 2 SO 3 |
Сульфіти |
|
Вугільна |
H 2 CO 3 |
Карбонати |
|
Фосфориста |
H 3 PO 3 |
Фосфіти |
|
Фтороводородна (плавикова) |
Фториди |
|
|
Хлороводнева (соляна) |
Хлориди |
|
|
Хлорна |
HClO 4 |
Перхлорати |
|
Хлорнувата |
HClO 3 |
Хлорати |
|
Хлорновата |
HClO |
Гіпохлорити |
|
Хромова |
H 2 CrO 4 |
Хромати |
|
Ціановоднева (синільна) |
Ціаніди |
|
Отримання кислот
1. Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем:
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H2+S H2S.
2. Кисень містять кислоти нерідко можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні кислотних оксидів з водою:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3
P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3 .
3. Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати за реакціями обміну між солями та іншими кислотами:
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO3+2HBr = CaBr2+CO2+H2O.
4. У ряді випадків для отримання кислот можуть бути використані окислювально-відновні реакції:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4 ,
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.
Хімічні властивості кислот
1. Найбільш характерна хімічна властивість кислот - їх здатність реагувати з основами (а також з основними та амфотерними оксидами) з утворенням солей, наприклад:
H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,
2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O .
2. Здатність взаємодіяти з деякими металами, що стоять у ряді напруги до водню, з виділенням водню:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 .
3. З солями, якщо утворюється малорозчинна сіль або летюча речовина:
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2,
2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2+ 2H2O.
Зауважимо, що багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому легкість дисоціації по кожному з ступенів падає, тому для багатоосновних кислот замість середніх солей часто утворюються кислі (у разі надлишку кислоти, що реагує):
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.
4. Окремим випадком кислотно-основної взаємодії є реакції кислот з індикаторами, що призводять до зміни забарвлення, що давно використовується для якісного виявлення кислот у розчинах. Так, лакмус змінює колір у кислому середовищі на червоний.
5. При нагріванні кисневмісні кислоти розкладаються на оксид і воду (краще у присутності водовіднімає P 2 O 5):
H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3
H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2 .
М.В. Андрюхова, Л.М. Бородіна
Кислоти можна класифікувати виходячи з різних критеріїв:
1) Наявність атомів кисню у кислоті
2) Основність кислоти
Основною кислотою називають число «рухомих» атомів водню в її молекулі, здатних при дисоціації відщеплюватися від молекули кислоти у вигляді катіонів водню H + , а також заміщатися на атоми металу:
4) Розчинність
5) Стійкість
7) Окислювальні властивості
Хімічні властивості кислот
1. Здатність до дисоціації
Кислоти дисоціюють у водних розчинах на катіони водню та кислотні залишки. Як було зазначено, кислоти діляться на добре дисоціюючі (сильні) і малодисоціюючі (слабкі). При записі рівняння дисоціації сильних одноосновних кислот використовується або одна спрямована праворуч стрілка (), або знак рівності (=), що показує фактично незворотність такої дисоціації. Наприклад, рівняння дисоціації сильної соляної кислоти може бути записано двояко:
або в такому вигляді: HCl = H + + Cl -
або в такому: HCl → H + + Cl -
По суті напрям стрілки свідчить, що зворотний процес об'єднання катіонів водню з кислотними залишками (асоціація) у сильних кислот практично не протікає.
У разі, якщо ми захочемо написати рівняння дисоціації слабкої одноосновної кислоти, ми маємо використовувати у рівнянні замість знака дві стрілки . Такий знак відбиває оборотність дисоціації слабких кислот — у разі сильно виражений зворотний процес об'єднання катіонів водню з кислотними залишками:
CH 3 COOH CH 3 COO - + H +
Багатоосновні кислоти дисоціюють східчасто, тобто. катіони водню від їхніх молекул відриваються не одночасно, а по черзі. З цієї причини дисоціація таких кислот виражається не одним, а декількома рівняннями, кількість яких дорівнює основності кислоти. Наприклад, дисоціація триосновної фосфорної кислоти протікає в три ступені з послідовним відривом катіонів H + :
H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4
H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-
HPO 4 2- H + + PO 4 3-
Слід зазначити, що кожен наступний ступінь дисоціації протікає меншою мірою, ніж попередній. Тобто, молекули H 3 PO 4 дисоціюють краще (переважно), ніж іони H 2 PO 4 - , які, у свою чергу, дисоціюють краще, ніж іони HPO 4 2- . Пов'язане таке явище із збільшенням заряду кислотних залишків, внаслідок чого зростає міцність зв'язку між ними та позитивними іонами H+.
З багатоосновних кислот винятком є сірчана кислота. Оскільки ця кислота добре дисоціює по обох щаблях, допустимо записувати рівняння її дисоціації в одну стадію:
H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-
2. Взаємодія кислот із металами
Сьомим пунктом у класифікації кислот ми вказали їхні окисні властивості. Було зазначено, що кислоти бувають слабкими окислювачами та сильними окислювачами. Переважна більшість кислот (практично всі крім H 2 SO 4(конц.) і HNO 3) є слабкими окислювачами, так як можуть виявляти свою здатність, що окислює, тільки за рахунок катіонів водню. Такі кислоти можуть окислити з металів тільки ті, які знаходяться в ряду активності лівіше водню, при цьому як продукти утворюється сіль відповідного металу і водень. Наприклад:
H 2 SO 4(розб.) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + Fe FeCl 2 + H 2
Що ж до кислот-сильних окислювачів, тобто. H 2 SO 4 (конц.) і HNO 3 , то список металів, на які вони діють, набагато ширший, і до нього входять як усі метали до водню в ряду активності, так і практично після. Тобто концентрована сірчана кислота та азотна кислота будь-якої концентрації, наприклад, окислятимуть навіть такі малоактивні метали, як мідь, ртуть, срібло. Більш детально взаємодія азотної кислоти та сірчаної концентрованої з металами, а також деякими іншими речовинами через їхню специфічність буде розглянуто окремо в кінці цього розділу.
3. Взаємодія кислот з основними та амфотерними оксидами
Кислоти реагують з основними та амфотерними оксидами. Кремнієва кислота, оскільки є нерозчинною, в реакцію з основними малоактивними оксидами і амфотерними оксидами не вступає:
H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O
6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
H 2 SiO 3 + FeO ≠
4. Взаємодія кислот з основами та амфотерними гідроксидами
HCl + NaOH H 2 O + NaCl
3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. Взаємодія кислот із солями
Ця реакція протікає у разі, якщо утворюється осад, газ чи значно слабкіша кислота, ніж та, що входить у реакцію. Наприклад:
H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O
HCOONa + HCl HCOOH + NaCl
6. Специфічні окисні властивості азотної та концентрованої сірчаної кислот
Як уже було сказано вище, азотна кислота у будь-якій концентрації, а також сірчана кислота виключно в концентрованому стані є дуже сильними окислювачами. Зокрема, на відміну інших кислот вони окислюють як метали, які перебувають до водню серед активності, а й майже всі метали після нього (крім платини і золота).
Так, наприклад, вони здатні окислити мідь, срібло та ртуть. Слід проте твердо засвоїти той факт, що ряд металів (Fe, Cr, Al) незважаючи на те, що є досить активними (перебувають до водню), проте не реагують з концентрованою HNO 3 і концентрованої H 2 SO 4 без нагрівання по причини явища пасивації - на поверхні таких металів утворюється захисна плівка з твердих продуктів окислення, яка не дозволяє молекулами концентрованої сірчаної та концентрованої азотної кислот проникати вглиб металу для протікання реакції. Однак при сильному нагріванні реакція все-таки протікає.
У разі взаємодії з металами обов'язковими продуктами завжди є сіль відповідного металу та кислоти, що використовується, а також вода. Також завжди виділяється третій продукт, формула якого залежить від багатьох факторів, зокрема, таких як активність металів, а також концентрація кислот і температура проведення реакцій.
Висока окисна здатність концентрованої сірчаної та концентрованої азотної кислот дозволяє їм реагувати не тільки практичним з усіма металами ряду активності, але навіть з багатьма твердими неметалами, зокрема з фосфором, сіркою, вуглецем. Нижче в таблиці наочно представлені продукти взаємодії сірчаної та азотної кислот з металами та неметалами залежно від концентрації:
7. Відновлювальні властивості безкисневих кислот
Всі безкисневі кислоти (крім HF) можуть виявляти відновлювальні властивості за рахунок хімічного елемента, що входить до складу аніону, при дії різних окислювачів. Так, наприклад, усі галогеноводородні кислоти (крім HF) окислюються діоксидом марганцю, перманганатом калію, дихроматом калію. При цьому галогенід-іони окислюються до вільних галогенів:
4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2
14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Серед усіх галогеноводородних кислот найбільшу відновлювальну активність має йодоводородна кислота. На відміну з інших галогеноводородных кислот її можуть окислити навіть оксид і солі трехвалентного заліза.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
Високу відновну активність має також і сірководнева кислота H 2 S. Її може окислити навіть такий окислювач, як діоксид сірки.