Кислоты окислители егэ

Химические свойства кислот

1. Сила кислот уменьшается в ряду:

HI → HClO4 → HBr → HCl → H2SO4 → H2SeO4 → HNO3 → HClO3 → HIO3 →

H2SO3 → HClO2 → H3PO4 → HF → HNO2 → CH3COOH → H2CO3 → H2S → H2SiO3.

Некоторые реакции, подтверждающие ряд кислот:

2HCl + Na2CO3 → 2NaCl + CO2­ + H2O                         т.е. H2CO3 слабее, чем HCl

K2CO3 + SO2 → K2SO3 + CO2­                                       т.е. H2CO3 слабее, чем H2SO3

CH3COOH + NaHCO3 → CH3COONa + CO2­ + H2O    т.е. H2CO3 слабее, чем CH3COOH

Na2SiO3 + CO2 + H2O → H2SiO3 + Na2CO3                т.е. H2SiO3 слабее, чем H2CO3

3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + 2H3PO4                        т.е. H3PO4 слабее, чем H2SO4

Во всех этих реакциях образуются либо осадок, либо (более) слабая кислота.

Если осадка не образуется и обе кислоты сильные (т.е. кислота, которая вступила в реакцию, и кислота, которая образовалась в результате реакции), то в растворе такие реакции не идут. Подобные реакции возможны только в случае образования сильных летучих кислот (HNO3 и HCl) в реакциях с твердыми солями, а не растворами:

NaCl(тв.) + H2SO4(к) → NHSO4 + HCl­

NaNO3(тв.) + H2SO4(к) → NaHSO4 + HNO3­

Аналогичным образом можно получить и слабую плавиковую кислоту:

KF(тв.) + H2SO4(к) → KHSO4 + HF­

HBr и HI (они также являются летучими) таким образом получать не удается, так как они окисляются концентрированной серной кислотой:

8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O
2KBr + 2H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O

2. Летучесть кислот

Следующие кислоты являются летучими: HNO3, HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2Se.

Остальные кислоты являются нелетучими.

3. Сила кислот (способность к диссоциации)

Сильные: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3.

Слабые (все остальные): HF, H2CO3, H2SO3, HNO2, H3PO4, H2S, H2SiO3, все органические кислоты и другие.

4. Растворимость кислот в воде

Нерастворимыми кислотами являются: H2SiO3 и все высшие жирные кислоты, т.е. кислоты, содержащие 10 атомов углерода и больше. Например, C17H35COOH  (стеариновая кислота).

5. Термическое разложение кислот

При нагревании разлагаются следующие кислоты:

H2CO3 → CO2 + H2O

H2SO3 → SO2 + H2O

4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O

H2SiO3 → SiO2 + H2O

Неустойчивыми являются H2CO3 и H2SO3.

6. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

2HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + 2H2O

Эти реакции идут, только если образующаяся соль существует в водном растворе, т.е. в таблице растворимости не должен стоять прочерк:

H2S + Al(OH)3 → реакция не идет, т.к. Al2S3 в водной среде разлагается (по сути, идет обратная реакция)

H2S + Cr(OH)3 → реакция не идет по той же причине.

Особенность кремниевой кислоты: из оснований она реагирует только с щелочами:

H2SiO3 + 2NaOH → Na2SiO3 + 2H2O

H2SiO3 + Cu(OH)2 → реакция не идет

H2SiO3 + Al(OH)3 → реакция не идет.

7. Взаимодействие с солями

Реакции с солями идут, если выделяется газ, выпадает осадок или образуется более слабая кислота:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3

K3PO4 + HCl → NaCl + H3PO4 (слабая кислота)

8. Взаимодействие кислот-неокислителей с металлами

Металлы, стоящие в ряду активности металлов до водорода, взаимодействуют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

H2SO4(р) + Zn → ZnSO4 + H2

6HCl + 2Fe → 2FeCl3 + 3H2

Cu + HCl → реакция не идет.

9. Взаимодействие кислот-окислителей (H2SO4(к), HNO3(к) и HNO3(р)) с простыми и сложными веществами

9.1) Серная кислота

9.2) Азотная кислота

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

Кислоты – сложные вещества, которые при взаимодействии с водой образуют в качестве катионов только ионы Н⁺ (или Н₃О⁺).

По растворимости в воде кислоты можно поделить на растворимые и нерастворимые. Некоторые кислоты самопроизвольно разлагаются и в водном растворе практически не существуют (неустойчивые). Подробно про классификацию кислот можно прочитать здесь.

Получение кислот

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой. При этом с водой реагируют при обычных условиях только те оксиды, которым соответствует кислородсодержащая растворимая кислота. 

кислотный оксид + вода = кислота

Например, оксид серы (VI) реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO₃  +  H₂O  →  H₂SO₄

При этом оксид кремния (IV)  с водой не реагирует:

SiO₂  +  H₂O ≠

2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.

Неметалл + водород = бескислородная кислота

Например, хлор реагирует с водородом:

H₂⁰ + Cl₂⁰ → 2H⁺Cl^—

3. Электролиз растворов солей. Как правило, для получения кислот электролизу подвергают растворы солей, образованных кислотным остатком кислородсодержащих  кислот. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

Например, электролиз раствора сульфата меди (II):

2CuSO₄ + 2H₂O  →  2Cu + 2H₂SO₄  +  O₂

4. Кислоты образуются при взаимодействии других кислот с солями. При этом более сильная кислота вытесняет менее сильную.

Например: карбонат кальция CaCO₃  (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

CaCO₃ + H₂SO₄  →  CaSO₄ + H₂O + CO₂

5. Кислоты можно получить окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями.

Например, концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

P  + 5HNO₃  →  H₃PO₄  + 5NO₂  + H₂O

Химические свойства кислот

1. В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода Н⁺ и анионы кислотных остатков. При этом сильные кислоты диссоциируют почти полностью, а слабые кислоты диссоциируют частично.

Например, соляная кислота диссоциирует почти полностью:

HCl  →  H⁺  +  Cl^–

Если говорить точнее, происходит протолиз воды, и в растворе образуются ионы гидроксония:

HCl  + H₂O  →  H₃O⁺  +  Cl^–

Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато.

Например, сернистая кислота диссоциирует в две ступени:

H₂SO₃  ↔ H⁺ + HSO_3^–

HSO₃^– ↔ H⁺ + SO₃^2–

2. Кислоты изменяют окраску индикатора. Водный раствор кислот окрашивает лакмус в красный цвет, метилоранж в красный цвет. Фенолфталеин не изменяет окраску в присутствии кислот.

3. Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами.

С нерастворимыми основаниями и соответствующими им оксидами взаимодействуют только растворимые кислоты.

нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

основный оксид + растворимая кислота = соль + вода

Например, гидроксид меди (II) взаимодействует с растворимой бромоводородной кислотой:

 Cu(OH)₂ + 2HBr  →  CuBr₂ + 2H₂O

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.

Cu(OH)₂ + H₂SiO₃ ≠

С сильными основаниями (щелочами) и соответствующими им оксидами реагируют любые кислотами.

Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами — и сильными, и слабыми. При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации. Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь_{(избыток)}+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота_{(избыток)} = кислая соль + вода

Например, гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при  мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

NaOH  +  H₃PO₄  →   NaH₂PO₄ + H₂O

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 1:2 образуются гидрофосфаты:

2NaOH  +  H₃PO₄  →  Na₂HPO₄ + 2H₂O

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

3NaOH  +  H₃PO₄  →  Na₃PO₄ + 3H₂O

4. Растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Растворимая кислота + амфотерный оксид  = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный гидроксид  = соль + вода

Например, уксусная кислота взаимодействует с гидроксидом алюминия:

3CH₃COOH + Al(OH)₃  →  (CH₃COO)₃Al + 3H₂O

5. Некоторые кислоты являются сильными восстановителями. Восстановителями являются кислоты, образованные неметаллами в минимальной или промежуточной степени окисления, которые могут повысить свою степень окисления (йодоводород HI, сернистая кислота H₂SO₃  и др.).

Например, йодоводород можно окислить хлоридом меди (II):

4HI^— + 2Cu⁺² Cl₂ → 4HCl  +  2Cu⁺I + I₂⁰

6. Кислоты взаимодействуют с солями.

Кислоты реагируют с растворимыми солями только при условии, что в продуктах реакции присутствует газ, вода, осадок или другой слабый электролит. Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

Кислота₁ + растворимая соль₁ = соль₂ + кислота₂/оксид + вода

Например, соляная кислота взаимодействует с нитратом серебра в растворе:

Ag⁺NO₃^— + H⁺Cl^— → Ag⁺Cl^—↓ + H⁺NO₃^—

Кислоты реагируют и с нерастворимыми солями. При этом более сильные кислоты  вытесняют менее сильные кислоты из солей.

Например,  карбонат кальция (соль угольной кислоты), реагирует с соляной кислотой (более сильной, чем угольная):

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O  + CO₂

7. Кислоты взаимодействуют с кислыми и основными солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные из кислых солей. Либо кислые соли реагируют с кислотами с образованием более кислых солей. 

кислая соль₁ + кислота₁ = средняя соль₂ + кислота₂/оксид + вода

Например, гидрокарбонат калия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида калия, углекислого газа и воды:

KHCO₃ + HCl →  KCl  +  CO₂ + H₂O

Ещё пример: гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:

H₃PO₄ +  K₂HPO₄  →  2KH₂PO₄ 

При взаимодействии основных солей с кислотами образуются средние соли. Более сильные кислоты также вытесняют менее сильные из солей.

Например, гидроксокарбонат меди (II) растворяется в серной кислоте:

2H₂SO₄ +  (CuOH)₂CO₃  →  2CuSO₄  + 3H₂O  +  CO₂

Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.

Например, гидроксохлорид алюминия взаимодействует с соляной кислотой:

Al(OH)Cl₂ +  HCl  →  AlCl₃  + H₂O 

8. Кислоты взаимодействуют с металлами.

При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Однако минеральные кислоты и кислоты-окислители взаимодействуют по-разному.

К минеральным кислотам относятся соляная кислота HCl, разбавленная серная кислота H₂SO₄, фосфорная кислота H₃PO₄, плавиковая кислота HF, бромоводородная HBr и йодоводородная кислоты HI и др.

Такие кислоты взаимодействуют только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

При взаимодействии минеральных кислот с металлами образуются соль и водород:

минеральная кислота + металл = соль + H₂↑

Например, железо взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

Fe + 2H⁺Cl  →  Fe⁺²Cl₂ + H₂⁰

Кислоты-окислители (азотная кислота HNO₃ любой концентрации и серная концентрированная кислота H₂SO_4(конц)) при взаимодействии с металлами водород не образуют, т.к. окислителем выступает не водород, а азот или сера. Продукты восстановления азотной или серной кислот бывают различными. Определять их лучше по специальным правилам. Эти правила подробно разобраны в статье Окислительно-восстановительные реакции. Я настоятельно рекомендую выучить их наизусть.

9. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.

Угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и азотистая HNO₂ кислоты разлагаются самопроизвольно, без нагревания:

H₂CO₃  →   H₂O + CO₂

H₂SO₃  →   H₂O + SO₂

2HNO₂  →  NO + H₂O + NO₂

Кремниевая H₂SiO₃, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:

H₂SiO₃  →   H₂O + SiO₂

2HI  →   H₂  +  I₂

Азотная кислота HNO₃ разлагается при нагревании или на свету:

4HNO₃  →  O₂ + 2H₂O + 4NO₂

Кислоты — окислители

30-Авг-2018 | Нет комментариев | Лолита Окольнова

Давайте рассмотрим свойства

кислот-окислителей

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»

Pb + H₂SO₄ ≠

А вот концентрированная серная кислота – сильный окислитель (за счет атома серы в высшей степени окисления).

Раз сера – окислитель, то она будет восстанавливаться:

Глубина восстановления серы зависит от активности восстановителя:

• сильные восстановители восстанавливают серную кислоту до H2S,
• слабые — до SO2,
• восстановители средней активности – до S.

 
На практике образуются несколько продуктов в разных пропорциях. Преобладание того или иного продукта зависит от множества факторов: от вышеупомянутой активности восстановителя, температуры, концентрации кислоты (95%, 90%. 85%, 80%, 75% – это все концентрированная кислота). Но в реалиях школьной программы все схематично и пишем один единственный продукт.
 

1. Взаимодействие металлов в концентрированной серной кислотой.

Концентрированная серная кислота реагирует с металлами, даже стоящими после водорода. Но кроме платины и золота – эти металлы слишком малоактивны.

Схема этих реакций:

• Активные металлы восстанавливают серную кислоту до H2S:

8Li + 5H₂SO₄ конц → 4Li₂SO₄ + H2S ↑ + H₂O

4Mg + 5H₂SO₄ конц → 4MgSO₄ + H2S ↑ + H₂O

• Металлы средней активности восстанавливают серную кислоту до S:

3Mn + 4H₂SO₄ конц → 3MnSO₄ + S ↓ + 4H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ конц → t→  3ZnSO₄ + S ↓ + 4H₂O

• Малоактивные металлы восстанавливают серную кислоту до SO2:

Cu + 2H₂SO₄ конц  → CuSO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O

2Ag + 2H₂SO₄ конц  → Ag₂SO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O

Некоторые металлы (конкретно нужно запомнить  — Fe, Al, Cr) при контакте с концентрированной серной кислотой покрываются защитной пленкой – и реакция не идет. Поэтому серную кислоту без всякой опасности перевозят в железных цистернах. Это явление называют пассивацией.

То, что железо, алюминий и хром пассивируются не означает, что реакция невозможна. Просто нужно нагреть – при нагревании от защитной пленки не остаётся и следа:

2. Взаимодействие неметаллов с концентрированной серной кислотой.

Не все неметаллы реагируют с концентрированной серной кислотой: лишь те, что проявляют восстановительные свойства. Поэтому кислород, азот и галогены не вступают в эти реакции.

Мы рассмотрим взаимодействие с фосфором, углеродом, бором, серой. Неметаллы – не такие активные восстановители как типичные металлы – поэтому серная кислота восстанавливается до SO2.

Неметалл окисляется до высшей степени окисления: образуется оксид. Поскольку оксид неметалла – кислотный, то он тут же в момент получения реагирует с водой и образуется кислота:

2P + 5H₂SO₄ конц → 2H₃PO₄ + 5SO₂ ↑+ 2H₂O

2B + 3H₂SO₄ конц → 2H₃BO₃ + 3SO₂ ↑

Угольная кислота не образуется – получается углекислый газ:

C + 2H₂SO₄ конц → CO₂ ↑ + 2SO₂ ↑+ 2H₂O

Концентрированная серная кислота окисляет серу:

3. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с галогенидами.

Галогениды металлов – это соли галогеноводородов (HF, HCl, HBr, HI). Галогеноводороды – летучие кислоты, а HF еще к тому же и слабая.

Поэтому серная кислота их вытесняет из солей:

2KF тв + H₂SO₄ конц → K₂SO₄ + 2HF↑

2NaCl тв + H₂SO₄ конц → Na₂SO₄ + 2HCl↑

Соли нужно брать твердые, не раствор. Тогда галогеноводороды будут вытесняться в виде газов.

А к фториду можно и в раствор прилить кислоты, так как фтороводородная кислота – слабая, она вытеснится. Только останется в растворе, вот и вся разница.

С хлоридами и фторидами происходит простая реакция обмена, без изменения степеней окисления.

Галоген окисляется до простого вещества. Сера восстанавливается:

А вот бромиды и иодиды – восстановители. После вытеснения галогеноводорода он тут же окисляется. Поэтому реакции концентрированной серной кислоты с бромидами и иодидами протекают с изменением степеней окисления.

Бромоводород и иодоводород окисляются так же, как и их соли:

2HBr + H₂SO₄ конц → Br₂ + SO₂ ↑ + 2H₂O

8HI + H₂SO₄ конц → 4I₂ ↓+ H₂S ↑ + 4H₂O

Азотная кислота — окислитель.

Производство.
 

Сырье для производства азотной кислоты – аммиак. Три последовательные реакции окисления:

1. Каталитическое окисление аммиака:
 

4NH₃+5O₂ → кат., t°→ 4NO+6H₂

Реакция экзотермическая, необратимая.
 

2. Окисление NO до NO2:
 

2NO+O₂→2NO₂

Реакция экзотермическая, обратимая.
 

3. Поглощение NO2 водой и одновременно его окисление:
 

Реакция экзотермическая, обратимая – по этой же схеме азотная кислота разлагается при хранении. Поэтому с течением времени прозрачная изначально азотная кислота буреет. Бурый цвет кислоте придает, образующийся при разложении NO2.

Если растворять NO2 в воде без доступа кислорода, то азот диспропорционирует:

Поэтому оксид азота (IV) NO2 мы относим к кислотным. Хоть у него и нет соответствующей кислоты, при растворении его в воде образуются HNO3 и HNO2.

Азотная кислота – жидкость с резким запахом. Свежая азотная кислота бесцветная. При хранении она разлагается и за счет бурого NO2 приобретает желтоватый цвет.

Важно знать, что азотная кислота летучая, легкокипящая, поэтому и имеет запах. А раз она летучая, то ее можно вытеснить из соли нелетучей кислотой, например, концентрированной серной:

NaNO₃ тв + H₂SO₄ → t →  NaHSO₄ + HNO₃ ↑

Важно, чтобы нитрат был твердым, а серная кислота концентрированная – меньше воды. Чтобы азотная кислота испарялась, испаряется – значит покидает реакционную смесь, значит реакция идет до конца.

Химические свойства.

Свойства азотной кислоты в целом повторяют свойства концентрированной серной. Но с одной поправкой, в отличие от серной, азотная кислота и концентрированная, и разбавленная проявляет сильные окислительные свойства.

 
1. Взаимодействие с металлами.
 

До чего может восстанавливаться азот? Вспомним диаграмму степеней окисления азота:

Получиться может любой из этих продуктов. А на практике – несколько сразу. Мы рассмотрим упрощенный вариант: берем только преобладающий продукт и только два фактора, влияющие на глубину восстановления:

• Активность металла – чем активнее, тем глубже идет восстановление.
• Концентрация кислоты – разбавленная кислота восстанавливается глубже.

Еще больше упрощая берем только четыре продукта: NH₄NO₃, N₂O, NO, NO₂.

Наиболее глубокое восстановление дает разбавленная кислота и активный металл – NH4NO3.

4Ca + 10HNO₃ разб  → 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Соответственно при взаимодействии концентрированной кислоты и малоактивного металла образуется NO2. Самое неглубокое восстановление.

Cu + 4HNO₃ конц → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂  ↑+ 2H₂O

Теперь нужно определить в каком случае будет N2O, а в каком NO. Фактор активности металла – решающий. С активным металлом и концентрированной кислотой будет N2O. А с малоактивным металлом и разбавленной кислотой образуется NO.

8Na + 10HNO₃ конц → 8NaNO₃ + N2O ↑ + 5H₂O

3Cu + 8HNO₃ разб → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO ↑ + 4H₂O

 
Концентрированная азотная кислота пассивирует Fe, Cr, Al, как и концентрированная серная.
 

Чтобы провести реакцию нужно нагреть:

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.

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

KF + HNO₃ → HF + KNO₃

Обсуждение: «Кислоты — окислители»

(Правила комментирования)

Получение кислот

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой. При этом с водой реагируют при обычных условиях только те оксиды, которым соответствует кислородсодержащая растворимая кислота. 

кислотный оксид + вода = кислота

Например, оксид серы (VI) реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO₃  +  H₂O  →  H₂SO₄

При этом оксид кремния (IV)  с водой не реагирует:

SiO₂  +  H₂O ≠

Поэтому можно получить из солей кремневой кислоты

Na₂ SiO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SiO₃↓

2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.

Неметалл + водород = бескислородная кислота

Например, хлор реагирует с водородом:

H₂⁰ + Cl₂⁰ → 2H⁺Cl^—

3. Электролиз растворов солей. Как правило, для получения кислот электролизу подвергают растворы солей, образованных кислотным остатком кислородсодержащих  кислот.

Например, электролиз раствора сульфата меди (II):

2CuSO₄ + 2H₂O  →  2Cu + 2H₂SO₄  +  O₂

4. Кислоты образуются при взаимодействии других кислот с солями. При этом более сильная кислота вытесняет менее сильную.

Например: карбонат кальция CaCO₃  (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой. При этом образуется боле слабая угольная кислота.

CaCO₃ + H₂SO₄  →  CaSO₄ + 2H₂O + CO₂

Соль слабой кремниевой кислоты + сильная соляная кислота , получается слабая кремниевая кислота

Na₂ SiO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SiO₃↓

5. Кислоты можно получить окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями. 4N⁺⁴O₂ + 2H₂O + O₂ = 4HN⁺⁵O₃

Например, концентрированная азотная кислота окисляет фосфор, S, C, I₂ до  cоответствующих кислот:

P  + 5HNO₃  →  H₃PO₄  + 5NO₂  + H₂O

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

I₂  + 10HNO_3(конц.)  (t)→ 2HIO₃ + 10NO₂↑ + 4H₂O

C + 4HNO_3(конц.) → CO₂↑ + 2H₂O + 4NO₂↑

Химические свойства кислот

1. В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода Н⁺ и анионы кислотных остатков. При этом сильные кислоты диссоциируют почти полностью, а слабые кислоты диссоциируют частично.

Например, соляная кислота диссоциирует почти полностью:

HCl  →  H⁺  +  Cl^–

Если говорить точнее, происходит протолиз воды, и в растворе образуются ионы гидроксония:

HCl  + H₂O  →  H₃O⁺  +  Cl^–

Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато.

Например, сернистая кислота диссоциирует в две ступени:

H₂SO₃  ↔ H⁺ + HSO₃^–

HSO₃^– ↔ H⁺ + SO₃^2–

Фосфорная кислота диссоциирует в 3 ступени:

Н₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^–

H₂PO₄^–↔ H⁺ + HPO₄^2–

HPO₄^2– H⁺ + PO₄^3–

2. Кислоты изменяют окраску индикатора. Водный раствор кислот окрашивает лакмус в красный цвет, 

метилоранж в красный цвет. Фенолфталеин не изменяет окраску в присутствии кислот.

3. Кислоты взаимодействуют с металлами.

При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Однако минеральные кислоты и кислоты-окислители взаимодействуют по-разному.

К минеральным кислотам относятся соляная кислота HCl, разбавленная серная кислота H₂SO₄, фосфорная кислота H₃PO₄, плавиковая кислота HF, бромоводородная HBr и йодоводородная кислоты HI.

Такие кислоты взаимодействуют только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

в условии
в решении
в тексте к заданию
в атрибутах

Категория:

Атрибут:

Всего: 34    1–20 | 21–34

Добавить в вариант

Всего: 34    1–20 | 21–34