Если один элемент образует кислоты в разных положительных степенях окисления, то с ростом степени окисления повышаются сила кислоты и её устойчивость

С увеличением поляризующего действия центрального катиона сила и устойчивость кислот повышается.

Например, кислородные кислоты третьего периода в высшей степени окисления:

SiO2∙xH2O	H3PO4	H2SO4	HClO4
кремниевая	фосфорная	серная	хлорная
Si^+4	P^+5	S^+6	Cl^+7
слабая	средней силы	сильная	очень сильная
К1=2∙10^-10	К1=7,5∙10^-3	К1=1∙10^+3	К=1∙10^+8

В ряду Si⁺⁴ – Cl⁺⁷ катионы имеют одинаковое электронное строение 2s²2p⁶ (конфигурация Ne), но заряд ядра увеличивается, поэтому уменьшается радиус катиона. Одновременно происходит рост заряда, и всё это способствует резкому повышению поляризующего действия, и, как следствие, силы кислот.

Поскольку в подгруппе радиус атомов и ионов растёт, сила соответствующих кислот падает. Так, HN⁺⁵O₃ сильнее, чем H₃P⁺⁵O₄.

Это можно объяснить ростом поляризующего действия катиона элемента (заряд растёт, радиус уменьшается). Связь Э – О становится короче и прочнее.

Рассмотрим кислородные кислоты хлора:

HClO HClO₂ HClO₃ HClO₄

хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная

соли гипохлориты хлориты хлораты перхлораты

Cl⁺¹ Cl⁺³ Cl⁺⁵ Cl⁺⁷

Сила кислот

Устойчивость в водном растворе

Окислительная активность

По этим же причинам азотная кислота HNO₃ устойчивее, чем азотистая HNO₂, а серная H₂SO₄ – чем H₂SO₃.

Многие кислоты, отвечающие низким степеням окисления неметаллов, неустойчивы и существуют только в водном растворе:

H₂SO₃, HNO₂, HClO, HClO₂

Аналогично ведёт себя угольная кислота Н₂СО₃.

Среди кислородных кислот выделяют так называемые кислоты-окислители. В них при взаимодействии с металлами или другими восстановителями восстанавливается не водород Н⁺, а центральный катион неметалла. Типичный окислитель – концентрированная серная кислота H₂SO₄

(восстанавливается S⁺⁶ ):

3Cu + 2H₂S⁺⁶O_4(конц) = CuSO₄ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O

Аналогично ведёт себя азотная кислота любой концентрации:

3Сu + 8HN⁺⁵O₃(33%) = 3Cu(NO₃)₂ + 2N⁺²O + 2H₂O

Cu + 4HNO₃(70%) = Cu(NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂ + 2H₂O

3Zn + 8HN⁺⁵O_3(конц) = 3Zn(NO₃)₂ + 2N⁺²O + 4H₂O

4Zn + 6HN⁺⁵O_3(конц) = 4Zn(NO₃)₂ + N O + 3H₂O

Снижению степени окисления азота в продукте способствуют разбавление HNO₃ азотной кислоты и увеличение активности металла. Zn цинк имеет электродный потенциал отрицательнее, чем медь Cu, поэтому он глубже восстанавливает азот N⁺⁵.

Ниже приведена схема взаимодействия азотной кислоты различной концентрации с металлами разной активности и указаны продукты её восстановления:

концентрированная HNO₃ разбавленная

на Fe, Cr, Al, с другими с щелочными и c щелочноземельными c тяжёлыми

Au, Pt, Ir, Ta тяжёлыми щелочноземельными металлами и с Zn, Fe металлами

не действует металлами металлами

NO₂ N₂O NH₃(NH₄NO₃) NO

Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причём продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов:

MeNO₂ + O₂

MeNO₃ MeO + NO₂ + O₂

Me + NO₂ + O₂

Таким образом, соли металлов, расположенных в ряду левее Mg, при разложении образуют нитриты и кислород, от Mg до Cu – оксид металла, NO₂ и кислород, после Cu – свободный металл, NO₂ и кислород. Разложение при нагревании (термолиз) – важное свойство солей азотной кислоты.

Дата добавления: 2014-11-16