С металлами:

H₂SO₄ + Me (Li - Al)  сульфат + H₂O + H₂S

H₂SO₄ + Na 

(окисление)

(восстановление)

(Mn - Pb (не вз.))  сульфат + H₂O + S

H₂SO₄ + Mn 

(окисление)

(восстановление)

(Сu - )  сульфат + H₂O + SO₂

H₂SO₄ + Cu 

(окисление)

(восстановление)

Al, Fe, Cr, Pb - не взаимодействуют (без нагревания) с неметаллами:

2H₂SO₄ + S = 2H₂O + 3SO₂

5H₂SO₄ + 2P = 2H₂O + 2H₃PO₄ + 5SO₂

2H₂SO₄ + C = CO₂ + 2H₂O + 2SO₂

Окислительные свойства азотной кислоты

С металлами

Концентрация азотной кислоты	Восстановители
	слабые (Au - H)	средней силы (H - Mn)	сильные (Al - Li)
концентрированная	NO2 Au, Pt, Os	NO2 (NO) Al, Cr, Fe	N2O
разбавленная	NO	N2	NH4NO3
очень разбавленная (5%)	NO	NH4NO3	NH4NO3
Концентрированная серная кислота	SO2	S	H2S

Металлы: Au, Pt, Os, Al, Cr, Fe при нормальных условиях не взаимодействуют

С неметаллами:

P + HNO₃ + H₂O = H₃PO₄ + NO

C + HNO₃ = CO₂ + H₂O + NO

As + HNO₃ + H₂O = H₃AsO₄ + NO

Выводы:

1. Азотная кислота любой концентрации является окислителем за счет N⁺⁵, поэтому в реакциях не выделяется водород.

2. Чем разбавленнее кислота и чем активнее металл, тем глубже идет восстановление.

Задания:

Записать продукты реакции и уравнять:

Zn + HNO₃ (раствор) =

Ca + HNO₃ (раствор) =

Ni + HNO₃ (раствор) =

Cu + HNO₃ (раствор) =

Ca + HNO₃ (оч. разбавл.) =

Ni + HNO₃ (оч. разбавл.) =

Ag + HNO₃ (оч. разбавл.) =

Теория электролитической диссоциации

Раствором называется гомогенная система переменного состава, состоящая из двух или большего числа компонентов, которые раздроблены до размеров атомов, ионов или молекул.

В зависимости от того , в каком агрегатном состоянии находятся растворы, их подразделяют на жидкие, твердые и газовые.

Раствор должен содержать не менее двух компонентов, один из которых является растворителем, а другой растворенным веществом. Растворитель - это компонент раствора, находящийся в том же агрегатном состоянии, что и раствор.

Растворение - это сложный физико-химический процесс, при котором происходит взаимодействие (электростатическое, донорно-акцепторное, образование водородной связи) между частицами растворителя и растворенных веществ.

Растворение любого вещества сопровождается выделением или поглощением теплоты, что характерно для химических реакций. Например, при растворении в воде 1моль газообразного аммиака выделяется теплота (34 кДж), при растворении 1 моль хлорида аммония теплота поглощается (14,8 кДж).

При растворении некоторых веществ получаются окрашенные растворы, что обусловлено химическим взаимодействием растворенного вещества с водой. Например, безводный сульфат меди (II) - бесцветное вещество, раствор же его имеет голубую окраску.

Под растворимостью вещества понимают способность образовывать растворы.

Растворимость твердых веществ в воде зависит главным образом от температуры. Как правило, с повышением температуры растворимость твердых веществ в воде увеличивается.

Растворимость газов в воде, как правило, уменьшается с повышением температуры, но увеличивается с ростом давления.

Водные растворы некоторых веществ являются проводниками электрического тока. Эти вещества относят к электролитам. Электролитами являются кислоты, основания, соли. Многие вещества проявляют свойства электролитов в расплавленном состоянии.

Электрическая проводимость растворов и расплавов обусловлена наличием в них положительно и отрицательно заряженных ионов, которые образуются из молекул или кристаллических веществ.

Процесс распада электролита на ионы в водных растворах и расплавах называется электролитической диссоциацией.

Растворы некоторых веществ не проводят электрический ток . Такие вещества называются неэлектролитами (сахар, спирты).

Теория электролитической диссоциации для водных растворов была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом в 1887 году:

1. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы.

2. Диссоциация - обратимый процесс.

3. Ионы в водном растворе находятся в хаотическом движении. Если в раствор электролита опустить электроды и приложить напряжение, то положительно заряженные ионы перемещаются к катоду, а отрицательные ионы -к аноду.

Схема диссоциации молекул хлороводорода в водном растворе:

Для количественной характеристики электролитической диссоциации введено понятие степень диссоциации, которая равна отношению числа распавшихся частиц к общему числу частиц

 =

Степень диссоциации - безразмерная величина ее выражают в долях единицы или в процентах.

Степень диссоциации - зависит от:

1. от природы растворенного вещества и растворителя (соединения с полярной связью будут хорошо диссоциировать в полярных растворителях, поэтому все растворимые соли, имеющие ионную связь, в водных растворах являются сильными электролитами.

2. концентрации электролита. С ростом концентрации степень диссоциации уменьшается, т.к. уменьшается расстояние между молекулами, увеличивается энергия взаимодействия между ионами и скорость диссоциации становится меньше скорости обратного процесса ассоциации.

3. температуры. Диссоциация сопровождается тепловым эффектом и подчиняется принципу Ле-Шателье.

4. присутствия одноименных ионов

Сильные и слабые электролиты.

• Слабые электролиты 3% ( минеральные кислоты HClO, HClO₂, H₂S, H₂SO₃,HNO₂, HCN, все органические кислоты, кроме муравьиной; практически все основания, кроме растворимых; вода).

• Сильные электролиты 30% (все растворимые соли; минеральные кислоты; щелочи)