Кислота и металл что образуется
Кислоты. Химические свойства и способы получения
Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:
Кислоты – сложные вещества, которые при взаимодействии с водой образуют в качестве катионов только ионы Н + (или Н3О + ).
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
При этом оксид кремния (IV) с водой не реагирует:
2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.
Неметалл + водород = бескислородная кислота
H2 0 + Cl2 0 → 2 H + 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.
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.
5. Кислоты можно получить окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями.
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.
HCl → H + + Cl –
Если говорить точнее, происходит протолиз воды, и в растворе образуются ионы гидроксония:
HCl + H2O → H3O + + Cl –
Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато.
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.
С нерастворимыми основаниями и соответствующими им оксидами взаимодействуют только растворимые кислоты.
нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода
основный оксид + растворимая кислота = соль + вода
При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.
С сильными основаниями (щелочами) и соответствующими им оксидами реагируют любые кислотами.
щёлочь(избыток)+ кислота = средняя соль + вода
щёлочь + многоосновная кислота(избыток) = кислая соль + вода
При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.
При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 1:2 образуются гидрофосфаты:
В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.
4. Растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.
Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода
Растворимая кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода
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.).
4H I — + 2 Cu +2 Cl2 → 4HCl + 2 Cu + I + I2 0
6. Кислоты взаимодействуют с солями.
Кислота1 + растворимая соль1 = соль2 + кислота2/оксид + вода
Ag + NO3 — + H + Cl — → Ag + Cl — ↓ + H + NO3 —
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
KHCO3 + HCl → KCl + CO2 + H2O
Ещё пример : гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:
При взаимодействии основных солей с кислотами образуются средние соли. Более сильные кислоты также вытесняют менее сильные из солей.
Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.
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.
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↑
Fe + 2 H + Cl → Fe +2 Cl2 + H2 0
Сероводородная кислота H2S, угольная H2CO3, сернистая H2SO3 и кремниевая H2SiO3 с металлами не взаимодействуют.
Кислоты-окислители (азотная кислота HNO3 любой концентрации и серная концентрированная кислота H2SO4(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:
Кремниевая H2SiO3, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:
Азотная кислота HNO3 разлагается при нагревании или на свету:
Химические свойства кислот, их классификация и реакции
Общие свойства кислот. Классификация
Кислоты — класс сложных химических веществ, состоящих из атомов водорода и кислотных остатков.
В первую очередь кислоты делятся на:
Свойства карбоновых кислот подробно разбираются в статье Карбоновые кислоты (ссылка на статью)
В зависимости от количества атомов водорода, которые могут замещаться в химических реакциях различают:
Не смотря на то, что в уксусной кислоте четыре атома водорода, три из них принадлежат кислотному остатку и в реакциях замещения не участвуют. Соответственно, уксусная кислота — одновалентная.
Свойства неорганических кислот также зависят от наличия в их составе кислорода и делятся на
Растворы кислот способны диссоциировать и проводить электрический ток т.е. являются электролитами. В зависимости от степени диссоциации делятся на:
Химические свойства кислот
1. Диссоциация
При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
НРО 2- 4 ↔ Н + + PО З- 4 (третья ступень)
2. Разложение
Кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксиды и воду.
Бескислородные на простые вещества
3. Реакция с металлами
Кислоты реагируют лишь с теми металлами, что стоят в ряду активности до кислорода. В результате взаимодействия образуется соль и выделяется водород.
Найти ряд активности можно на последней странице электронного учебника «Химия 9 класс» под редакцией В. В. Еремина.
Бдительные ученики могут сказать: «Золото стоит в ряду активности металлов после водорода, а с „царской водкой“ реагирует. Как же так?»
Из всех правил есть исключения.
Поскольку в состав азотной кислоты входит азот со степенью окисления +5, а в состав серной — сера со степенью окисления +6, то с металлами реагируют не ионы водорода, а более сильные окислители. Образуется соль, но не происходит выделения водорода.
4. Реакции с основаниями
В результате образуются соль и вода, происходит выделение тепла.
Реакции такого типа называются реакциями нейтрализации. Простейшая реакция, которую можно провести на собственной кухне — гашение соды столовым уксусом или 9%раствором уксусной кислоты.
5. Реакции кислот с солями
Вспомним, когда мы разбирали ионные уравнения ( ссылка на статью), одним из условий протекания реакций было образование в ходе взаимодействия нерастворимой соли, выделение летучего газа или слабо диссоциирующего вещества — например, воды. Те же условия сохраняются и для реакций кислот с солями.
6. Реакция кислот с основными и амфотерными оксидами
В ходе реакции образуется соль и происходит выделение воды.
7. Восстановительные свойства бескислородных кислот
Если в окислительных реакциях первую скрипку играет водород, то в восстановительных реакциях основная роль принадлежит анионному остатку. В результате реакций образуются свободные галогены.
Физические свойства кислот
При нормальных условиях (Атмосферное давление = 760 мм рт. ст. Температура воздуха 273,15 K = 0°C) кислоты чаще жидкости, хотя встречаются и твердые вещества: например ортофосфорная H3PO4 или кремниевая H2SiO3.
Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде: фтороводородная-HF, соляная-HCl, бромоводородная-HBr.
Кислотные свойства кислот в ряду HF → HCl → HBr → HI усиливаются.
Для некоторых кислот (соляная, серная, уксусная) характерен специфический запах.
Благодаря наличию ионов водорода в составе, кислоты обладают характерным кислым вкусом.
Химическая лаборатория не ресторан, и в целях безопасности существует жесткий запрет на опробование на вкус химических веществ.
Как же можно определить кислота в пробирке или нет?
В 1300 году был открыт лакмус, и с тех пор алхимикам и химикам не пришлось рисковать своим здоровьем, пробуя на вкус содержимое пробирок. Запомните, что лакмус в кислой среде краснеет.
Вторым широко используемым индикатором является фенолфталеин.
Простой мнемонический стишок поможет запомнить, как ведут себя индикаторы в разных средах.
Индикатор лакмус — красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус — синий,
Щёлочь здесь — не будь разиней,
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеиновый — в щелочах малиновый
Но несмотря на это в кислотах он без цвета.
Химические свойства кислот
8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ
Кислоты — это сложные химические вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться атомами металла, и кислотных остатков.
Рассмотрим подробнее общие свойства кислот.
Диссоциация
Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка. Диссоциация кислот происходит ступенчато. По способности к диссоциации кислоты разделяют на две группы:
Хорошо диссоциирующие (сильные): H2SO4, HCl, HBr, HNO3, HClO4, HI.
Разложение
В результате реакций разложения кислородсодержащих кислот образуются кислотный оксид и вода. Бескислородные кислоты образуют простые вещества. Для разложения некоторых кислот необходимо нагревание или излучение (HCl, HNO3, H3PO4) другие же разлагаются самопроизвольно в момент образования (H2CO3, H2SO3, HNO2).
Взаимодействие кислот с металлами
Металл может вытеснять водород из кислоты только в том случае, если металл стоит левее водорода в ряду активности металлов. Продукты реакции — соль и водород.
При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.
Высокая окислительная способность серной и азотной кислот позволяет им вступать в реакции с металлами. Продукты реакции будут зависеть от активности металла и от концентрации кислот.
Таблица: химические свойства кислот-окислителей
На холоду — пассивация
На холоду — пассивация
Реакция не проходит
На холоду — пассивация
На холоду — пассивация
Взаимодействие кислот с основаниями
Кислоты реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами, в результате образуются соль и вода. Взаимодействие кислот с основаниями называют реакцией нейтрализации.
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Взаимодействие кислот с солями
Сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей, при этом образуются новая соль и новая кислота. Условие протекания реакции кислот с солями — одним из продуктов реакции должны быть нерастворимая соль или слабая кислота, вода, газ.
Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами
Кислоты вступают в реакцию с основными и амфотерными оксидами (последние ведут себя как основные оксиды). В результате реакции образуется соль и вода.
Восстановительные свойства бескислородных кислот
Бескислородные кислоты (кроме HF) проявляют восстановительные свойства за счет химического элемента, который входит в состав аниона, при действии на них различных окислителей.
Например, в качестве окислителей для всех галогеноводородных кислот выступают диоксид марганца MnO2, перманганат калия KMnO4, дихромат калия K2Cr2O7.
Результат этих реакций — образование свободных галогенов.
Из галогеноводородных кислот наибольшая восстановительная активность — у йодоводородной. Ее могут окислять оксид железа (III) и соль трехвалентного железа.
Высокая восстановительная активность характерна для сероводородной кислоты, она может быть окислена диоксидом серы.
Способность окрашивать индикаторы
Индикаторы кислот — это специальные вещества, при помощи которых определяют наличие кислот в растворе.
Вопросы для самоконтроля
С чем реагируют кислоты?
При каких условиях кислоты взаимодействуют с солями? Приведите пример.
Составьте уравнения реакций и назовите продукты реакций:
Разбавленный раствор серной кислоты реагирует с: медью, хлоридом меди, сульфатом меди, цинком?
Соляная кислота вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
Кислота и металл что образуется
ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ
Образующиеся в этом процессе ионы водорода H + выполняют роль окислителя, окисляя металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. Взаимодействие протекает по схеме:
Me + HCl 
соль + H 2 ↑
Соляная кислота является слабым окислителем, поэтому металлы с переменной валентностью окисляются ей до низших положительных степеней окисления:
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 ↑
Соляная кислота пассивирует свинец ( Pb ). Пассивация свинца обусловлена образованием на его поверхности трудно растворимого в воде хлорида свинца ( II ), который защищает металл от дальнейшего воздействия кислоты:
В промышленности получают серную кислоту очень высокой концентрации (до 98%). Следует учитывать различие окислительных свойств разбавленного раствора и концентрированной серной кислоты по отношению к металлам.
Разбавленная серная кислота
В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют:
Образующиеся ионы Н + выполняют функцию окислителя.
Как и соляная кислота, разбавленный раствор серной кислоты взаимодействует только с металлами активными и средней активности (расположенными в ряду активности до водорода).
Химическая реакция протекает по схеме:
Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления:
Концентрированная серная кислота
В концентрированном растворе серной кислоты (выше 68%) большинство молекул находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому функцию окислителя выполняет сера, находящаяся в высшей степени окисления ( S +6 ). Концентрированная H 2 SO 4 окисляет все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше потенциала окислителя – сульфат-иона SO 4 2- (0,36 В). В связи с этим, с концентрированной серной кислотой реагируют и некоторые малоактивные металлы.
Процесс взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой в большинстве случаев протекает по схеме:
Me + H 2 SO 4 (конц.) соль + вода + продукт восстановления H 2 SO 4
Продуктами восстановления серной кислоты могут быть следующие соединения серы:
Взаимодействие металлов различной активности с концентрированной серной кислотой можно представить схемой:
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, поэтому при взаимодействии с ней металлов, обладающих переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления, чем в случае с разбавленным раствором кислоты:
Химические свойства металлов
8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ
Металлы — это химические элементы, атомы которых способны отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительные ионы (катионы) и проявляя восстановительные свойства.
В окислительно-восстановительных реакциях металлы способны только отдавать электроны, являясь сильными восстановителями. В роли окислителей выступают простые вещества — неметаллы (кислород, фосфор) и сложные вещества (кислоты, соли и т. д.).
Металлы в природе встречаются в виде простых веществ и соединений. Активность металла в химических реакциях определяют, используя электрохимический ряд, который предложил русский ученый Н. Н. Бекетов. По химической активности выделяют три группы металлов.
Ряд активности металлов
Металлы средней активности
Общие химические свойства металлов
Взаимодействие с неметаллами
Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:
оксид образует только литий
натрий образует пероксид
калий, рубидий и цезий — надпероксид
Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:
2Zn + O2 = 2ZnO (при нагревании)
Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:
С галогенами металлы образуют галогениды:
Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):
При взаимодействии с водородом образуются гидриды:
Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):
Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):
Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).
Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:
Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:
С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:
Взаимодействие с водой
Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:
Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.
Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.
Взаимодействие с кислотами
Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2
При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.
Металлы IIА группы
Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.
Взаимодействие с солями
Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.
Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.
Взаимодействие с аммиаком
Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:
Взаимодействие с органическими веществами
Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:
Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.
Взаимодействие металлов с оксидами
Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.
3Са + Cr2O3 = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)
Вопросы для самоконтроля
С чем реагируют неактивные металлы?
С чем связаны восстановительные свойства металлов?
Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?
Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:
Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + Н2O
Как металлы реагируют с кислотами?
Подведем итоги
От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).
Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.