Химические свойства. 2. Взаимодействие кислот с основными оксидами

Способы получения

1. Реакция нейтрализации.

2. Взаимодействие кислот с основными оксидами.

3. Взаимодействие кислот с солями.

4. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами.

5. Взаимодействие щелочей с солями.

6. Взаимодействие основных оксидов с кислотными.

7. Взаимодействие кислот с металлами.

(Примеры указанных реакций смотри выше).

8. Взаимодействие солей в растворах:

NaCl_(р-р) + AgNO_3(р-р) ® AgCl_(т) + NaNO_3(р-р), Cl^–_(р-р) + Ag⁺_(р-р) ® AgCl_(т).

9. Взаимодействие металлов с неметаллами:

2К + Cl₂ ® 2KC1 (горение калия в хлоре).

10. Взаимодействие металлов с солями в растворе:

Fe_(т) + CuSO_4(р-р) ® FeSO_4(р-р) + Cu_(т), Fe_(т) + Cu²⁺_(р-р) ® Fe²⁺_(р-р) + Cu_(т),

Физические свойства. Почти все соли – твердые вещества. По растворимости их делят на растворимые, малорастворимые и нерастворимые в воде (см. таблицу растворимости).

Растворимость кислых солей является промежуточной между растворимостью соответствующей кислоты и средней соли, а растворимость основных солей – промежуточной между растворимостью соответствующего основания и средней соли. При этом чем больше атомов водорода в кислотном остатке кислой соли, тем ближе ее растворимость к растворимости основания. Пример: растворимость уменьшается в ряду: Н₃РО₄ – Са(Н₂РО₄) – СаНРО₄ – Са₃(РО₄)₂

1. Соли в растворах взаимодействуют с металлами (каждый предыдущий металл в ряду стандартных электродных потенциалов вытесняет последующие из растворов их солей):

CuSO₄ + Fe ® Cu + FeSO₄

2. Соли взаимодействуют со щелочами: CuSO₄ + 2NaOH ® Cu(OH)₂¯ + Na₂SO₄

3. Соли взаимодействуют с кислотами: Na₂CO₃ + 2HCl ® 2NaCl + H₂O + CO₂­

4. Соли взаимодействуют друг с другом: AgNO₃ + NaCl ® AgCl¯ + NaNO₃.

5. Гидролиз солей.

Особенности взаимодействия концентрированной и разбавленной серной кислоты с металлами

При рассмотрении химических свойств серной кислоты обратите внимание на характер ее взаимодействия с металлами.

Разбавленная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет ионов водорода:

3Н₂SО_4(разб.) + 2Аl = Аl₂(SО₄)₃ + 3Н₂, 6Н⁺ + 2Аl = 2Аl³⁺ + 3Н₂.

С благородными металлами и медью она не реагирует.

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем за счет молекул Н₂SО₄, в которых сера проявляет степень окисления +6. При этом в зависимости от силы восстановителя, концентрации кислоты и температуры могут образовываться разные продукты реакции: SО₂, S, Н₂S:

Zn + 2Н₂SО₄ = ZnSО₄ + SО₂­ + 2Н₂О концентрация

3Zn + 4Н₂SО₄ = 3ZnSО₄ + S¯ + 4Н₂О кислоты

4Zn + 5Н₂SО₄ = 4ZnSО₄ + Н₂S­ + 4Н₂О уменьшается

В реакциях с металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода, концентрированная серная кислота восстанавливается до SО₂: Cu + 2Н₂SО₄ = CuSО₄ + SО₂­ + 2Н₂О.

С концентрированной серной кислотой не реагирует Рt и Аu, а Fе, Мg, Аl и ряд других металлов пассивируются при концентрации кислоты, близкой к 100%.

Оксиды азота

Азот образует следующие оксиды: N₂О, NО, N₂О₃, NО₂, N₂О₅.

1). N₂О – оксид азота (I), бесцветный газ, с приятным сладковатым запахом («веселящий газ»), хорошо растворим в воде, образуется при термическом разложении нитрата аммония: NН₄NО₃ N₂О + 2Н₂О. Использовался в медицине для общей анестезии.

2). NО – оксид азота (II), бесцветный газ, практически нерастворим в воде. Получается при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью:

3Сu + 8НNО_3(разб.) 3 Сu(NО₃)₂ + 2NО + 4Н₂О.

В природе образуется при грозовых разрядах: N₂ + О₂ ® 2NО. Реагирует с кислородом с образованием NО₂, является промежуточным продуктом в промышленном синтезе азотной кислоты из аммиака.

3). N₂О₃ – оксид азота (III), при низких температурах темно-синяя жидкость, разлагается выше 0^оС на NО и NО₂ и образуется при их взаимодействии по обратимой реакции: NО₂ + NО = N₂О₃. На холоду при взаимодействии с водой образует азотистую кислоту НNО₂. N₂О₃ – кислотный оксид, поэтому легко вступает в реакции со щелочами с образованием нитритов – солей азотистой кислоты: N₂О₃ + 2NаОН = 2NаNО₂ + Н₂О.

4). NО₂ – оксид азота (IV), бурый газ с характерным запахом, очень ядовит, в лаборатории получают взаимодействием меди с концентрированной азотной кислотой: Сu + 4НNО_3(конц.) = Сu(NО₃)₂ + 2 NО₂ + 2Н₂О. При взаимодействии с водой образует азотную и азотистую кислоты, а со щелочами – нитраты и нитриты:

2 NО₂ + Н₂О = НNО₃ + НNО₂; 2 NО₂ + 2NаОН = NаNО₃ + NаNО₂ + Н₂О.

Растворение NО₂ в воде в присутствии избытка кислорода сопровождается образованием азотной кислоты: 4NО₂ + О₂ + 2Н₂О = 4НNО₃. Эта реакция используется для получения азотной кислоты в промышленных масштабах. NО₂ подвергается димеризации, образуя легко сжижаемый газ N₂О₄:

5). N₂О₅ – оксид азота (V), бесцветное кристаллическое вещество, термически неустойчивое: 2N₂О₅ 4NО₂ + О₂. При взаимодействии с водой образует азотную кислоту.

Взаимодействие азотной кислоты с металлами

Восстановление НNО₃ зависит от ее концентрации и природы восстановителя:

Активные: щелочные, щелочноземельные, Mg, Zn	Средней активности: Fe, Cr, Ni, Al	Малоактивные: Рb, Cu, Hg, Ag	Благородные: Аu, Pt, Os, Ir
конц. НNО3	разб. НNО3	оч. разб. НNО3	конц. НNО3	разб. НNО3	конц. НNО3	разб. НNО3	конц. и разб. НNО3
NO, N2O	N2O, N2	NH3, NH4NO3	пассивирует	NO, N2O, N2	NO2	NO	не реагирует

Задания для самостоятельной работы

2.51. Раствор гидроксида натрия взаимодействует с каждым веществом, указанным в ряду: 1) оксид кремния, сульфат натрия, хлоргидроксид алюминия;

2) оксид железа (II), медь, серная кислота, гидроксид алюминия;

3) оксид кремния, алюминий, соляная кислота, гидроксид цинка;

4) оксид железа (II), медь, аммиак, гидроксид цинка.

2.52. Основные оксиды, которым соответствуют щелочи, не взаимодействуют с:

1) кислотами 2) водой 3) водородом 4)кислотными оксидами.

2.53. Число гидроксидов среди перечисленных веществ: H₂SO₄, Ni(OH)₂, Fe₂(SO₄)₃, Zn(OH)₂, SO₂, KOH, NaCl, H₃PO₄ равно: 1) 5 2) 2 3) 3 4) 4.

2.54. Для всех кислот характерно взаимодействие с:

1) металлами 3) солями 2) оксидами металлов 4) щелочами.

2.55. Нитрат кальция можно получить при взаимодействии:

1) оксида кальция и нитрата бария 3) гидроксида кальция и азотной кислоты

2) карбоната кальция и нитрата калия 4) фосфата кальция и нитрата натрия.

2.56. Формулы только кислотных оксидов расположены в ряду:

1) Na₂O, MgO, Al₂O₃ 2) ZnO, SnO₂, PbO₂ 3) CO₂, SiO₂, SO₂ 4) N₂O, NO, CO

2.57. К основным солям относится: 1) KHSO₄ 2) Mg(OH)Cl 3) Ca(OH)₂ 4) [Ag(NH₃)₂]OH