Специфические свойства кислот

1. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании:

t⁰

H₂SiO₃ → H₂O + SiO₂

t⁰

Н₂CO₃ → Н₂O + CO₂ ↑

2. Кислоты, образованные элементами в отрицательных и не высших положительных степенях окисления, проявляют восстановительные свойства:

H₂S + Cl₂ = 2HCl + S↓

4HCl + MnO₂ = MnCl₂ + Cl₂ ↑ + 2Н₂O

3. Взаимодействие с неметаллами (только азотная и концентрированная серная кислота – сильные окислители):

t⁰

4HNO₃ (конц.) + С → СO₂ + 4NO₂↑ + 2Н₂O

t⁰

5HNO₃ + 3P + 2Н₂O → 3H₃PO₄ + 5NO

C + 2H₂SO₄ (конц.) = CO₂ ↑ + 2SO₂ ↑ + 2Н₂O

4. Взаимодействие серной кислоты с металлами (кроме Au, Pt, Os, Ta и Ir):

1) Металлы, стоящие в ряду напряжений до Н₂:

H₂SO₄ (разб.) + Ме → Ме²⁺ SO₄ + H₂↑

2) Щелочные металлы:

H₂SO₄ (конц.) + Ме → Ме⁺₂ SO₄ + S↓ (или H₂S↑) + Н₂O

3) Щелочноземельные металлы и Zn:

H₂SO₄ (конц.) + Ме → Ме²⁺ SO₄ + H₂S↑ (или SO₂) + Н₂O

4) Тяжелые металлы (Pb, Cu, Ni, Zn, Cd, Co, Sb, Sn, Bi, Hg, Ag) и Fe:

t⁰

Ме + H₂SO₄ (конц.) → Ме²⁺ SO₄ + SO₂↑+ Н₂O

5. Al, Co, Fe, Ni, Cr:

H₂SO₄ (70%) + Ме → Меⁿ⁺₂ (SO₄)_n + SO₂↑+ Н₂O

6H₂SO₄ (70%) + 2Fe = Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑+ 6Н₂O

t⁰

H₂SO₄ (конц.) + Ме → Меⁿ⁺₂ (SO₄)_n + SO₂↑+ Н₂O

Al, Co, Fe, Ni и Cr на холоду с концентрированной серной кислотой не взаимодействуют (холодная концентрированная кислота пассивирует эти металлы).

5. Взаимодействие азотной кислоты с металлами (кроме Au, Pt, Os, Ta и Ir):

1) Щелочные и щелочноземельные металлы:

HNO₃ (конц.) + Ме → Меⁿ⁺(NO₃)_n + Н₂O + NO₂↑

HNO₃ (разб.) + Ме → Меⁿ⁺(NO₃)_n + NН₄NO₃ + H₂O

2) Тяжелые металлы и Fe:

HNO₃ (конц.) + Ме → Меⁿ⁺(NO₃)_n + NO₂↑ + Н₂O

HNO₃ (разб.) + Ме → Меⁿ⁺(NO₃)_n + NO↑ + H₂O

Железо реагирует с концентрированной азотной кислотой только при нагревании.

t⁰

6HNO₃ (конц.) + Fe → Fe³⁺(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

4HNO₃ (разб.) + Fe → Fe³⁺(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O

3) Mg, Ca, Zn:

HNO₃ (конц.) + Ме → Меⁿ⁺(NO₃)₂ + NO↑ (или NO₂↑) + Н₂O

HNO₃ (разб.) + Ме → Меⁿ⁺(NO₃)₂ + N₂O↑ (или N₂↑) + H₂O

HNO₃ (оч. разб.) + Ме → Меⁿ⁺(NO₃)₂ + NН₄NО₃ + H₂O

4) Al, Co, Fe, Ni и Cr на холоду с концентрированной азотной кислотой не взаимодействуют.

Основания (гидроксиды металлов)

С точки зрения теории электролитической диссоциации основаниями называют сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах образуются в качестве анионов только гидроксид-ионы ОН.

Мe⁺ⁿ(OH)_n – общая формула оснований

Ме – металл,

n – степень окисления металла

В состав оснований входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами: NаОН, Cа(ОН)₂.

Номенклатура оснований

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК основания элементов называют гидроксидами с указанием степени окисления элемента, если она переменная; например: СuОН – гидроксид меди (I), Сu(ОН)₂ – гидроксид меди (II).

Основания принято делить на растворимые в воде (щелочи) и нерастворимые в воде, а также на основные и амфотерные.

К растворимым в воде основаниям относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Са(ОН)₂ малорастворим), а также гидроксид аммония NН₄ОН. Гидроксиды остальных металлов практически нерастворимы (Сu(ОН)₂ , Fe(OH)₃, Cr(OH)₂ и т.д.).

К основным гидроксидам относят гидроксиды типичных металлов; они соответствуют основным оксидам: LiОН, NaОН, Са(ОН)₂, Ва(ОН)₂ , Сu(ОН)₂ , Fe(OH)₂ .

К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды, соответствующие амфотерным оксидам (АI(ОН)₃ , Fe(OH)₃, Cr(OH)₃). Амфотерными свойствами обладают гидроксиды металлов с неярко выраженными металлическими свойствами (в периоде при движении слева направо уменьшаются основные свойства гидроксидов; амфотерные свойства — у гидроксидов металлов, находящимися между металлами и неметаллами). Чем выше степень окисления металла, тем более амфотерны свойства его гидроксида.