Химические свойства кислот

1°. Рассмотрим характерные свойства кислот, не являющихся окислите­лями.

1°.1. Реакции обмена

а) Взаимодействие с основаниями (как с растворимыми, так и с нерастворимыми) — реакция нейтрализации:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Cu(OH)₂ ¯ + H₂SO₄ = CuSO_{4 раствор} + 2 H₂O.

б) Взаимодействие с солями

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ ¯ + 2HCl
Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂­ + H₂O.

При составлении уравнений реакций обмена необходимо учитывать условия протекания этих реакций до конца:

а) образование хотя бы одного нерастворимого соединения

б) выделение газа

в) образование слабого электролита (например, воды)

1°.2. Реакции с основными и амфотерными оксидами:

а) FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O
б) ZnO + 2 HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O.

1°.3. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из кислот, не являющихся сильными окисли­телями (HCl, H₂SO_{4 (разб.)}):

Zn + H₂SO_{4 (разб.)} = ZnSO₄ + H₂­
Mg + 2 HCl = MgCl₂ + H₂­.

Если в результате реакции образуется нерастворимая соль или оксид, то металл пассивируется и его растворение не происходит:

Pb + H₂SO₄ ¹
(PbSO₄ — нерастворим в воде)
Al + HNO_{3 (конц.)} ¹
(поверхность металла покрывается оксидной пленкой).

1°.4. Термически неустойчивые кислоты, например, угольная, сернистая, разлагаются при комнатной температуре или при легком нагре­вании:

H₂CO₃ = CO₂­ + H₂O
H₂SO₃ SO₂­ + H₂O ­
SiO₂ × x H₂O SiO₂ + x H₂O ­.

1°.5. Реакции с изменением степени окисления кислотообразующего элемента.

4+ MnO₂ = MnCl₂ + + 2 H₂O

+ H₂O₂ = + H₂O

2+ Cu = CuSO₄ + + 2 H₂O
2 H₂S + H₂SO₃ = 3 S ¯ + 3 H₂O.

По этому принципу кислоты можно разделить на кислоты-восстанови­тели и кислоты-окислители.

Дата добавления: 2014-01-05