что такое концентрированная кислота

Серная кислота

Обладает выраженным дегидратационным (водоотнимающим) действием. При попадании на кожу или слизистые оболочки приводит к тяжелым ожогам.

Получение

Известны несколько способов получения серной кислоты. Применяется промышленный (контактный) способ, основанный на сжигании пирита, окислении образовавшегося SO₂ до SO₃ и последующим взаимодействием с водой.

Нитрозный способ получения основан на взаимодействии сернистого газа с диоксидом азота IV в присутствии воды. Он состоит из нескольких этапов:

В окислительной башне смешивают оксиды азота (II) и (IV) с воздухом:

Смесь газов подается в башни, орошаемые 75-ной% серной кислотой, здесь смесь оксидов азота поглощается с образованием нитрозилсерной кислоты:

В ходе гидролиза нитрозилсерной кислоты получают азотистую кислоту и серную:

В упрощенном виде нитрозный способ можно записать так:

Химические свойства

В водном растворе диссоциирует ступенчато.

С солями реакция идет, если в результате выпадает осадок, образуется газ или слабый электролит (вода). Серная кислота, как и многие другие кислоты, способна растворять осадки.

Подчеркну, что реакции разбавленной серной кислоты с железом и хромом не сопровождаются переходом этих элементов в максимальную степень окисления. Они окисляются до +2.

Cu + H₂SO_4(разб.) ⇸ (реакция не идет, медь не может вытеснить водород из кислоты)

Холодная концентрированная серная кислота пассивирует Al, Cr, Fe, Ni, Be, Co. При нагревании или амальгамировании данных металлов реакция идет.

Обратите особое внимание, что при реакции железа, хрома с концентрированной серной кислотой достигается степень окисления +3. В подобных реакциях с разбавленной серной кислотой (написаны выше) достигается степень окисления +2.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Виды кислот и способы их получения

В химии неорганические соединения делятся на простые и сложные вещества. Простые состоят из атомов одного химического элемента, сложные — из нескольких. Сложные неорганические вещества делятся на пять основных классов: кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, оксиды, соли.

Разберёмся с первым классом из списка — кислотами.

Что такое кислота — определение в химии

Кислоты — это сложные вещества, которые состоят из атомов водорода и кислотных остатков.

A c — кислотный остаток;

x — число атомов водорода;

n — степень окисления кислотного остатка.

В химических реакциях активный атом водорода может замещаться на атом металла, в результате чего получается соль. Кислотный остаток — это часть молекулы кислоты без атомов водорода. Валентность кислотного остатка равна числу связанных с ним атомов водорода.

Виды кислот и их классификация, какие бывают (примеры)

Существуют несколько классификаций кислот. Разберёмся с основной классификацией, созданной по формальным признакам: содержанию кислорода, растворимости и так далее.

По содержанию кислорода

Кислоты могут делиться на кислородосодержащие и бескислородные.

Кислородсодержащие получаются при воздействии воды на кислотные оксиды — ангидриды.

Их название в корне содержит название элемента, входящего в состав ангидрида. Примеры:

Номенклатура выглядит следующим образом. В случае, если элементу соответствуют несколько кислот, для названия кислоты с большей валентностью такого элемента употребляют суффикс «Н» или «В». Для кислот с меньшей валентностью элемента в названиях добавляют еще один суффикс «ИСТ». Например, серная ( H 2 S O 4 ) и сернистая кислота ( H 2 S O 3 ).

Бескислородные представляют собой растворы некоторых газов в воде. Названия бескислородных кислот составляют по принципу: элемент + водородная кислота.

Важно, что газ и раствор газа имеют различные свойства. Например, хлороводород и соляная кислота.

Газ хлороводород можно получить из водорода и хлора. Уравнение:

H 2 + C l 2 → 2 H C l

В сухом состоянии такой газ не проявляет кислотных свойств. При перевозке в тех же металлических ёмкостях не происходит никаких реакций. Но, если хлороводород растворить в воде, получается раствор, который называют соляной кислотой. Она обладает сильными кислотными свойствами и опасна при реагировании с металлом.

По растворимости в воде

Кислоты делят на растворимые и нерастворимые. Большинство кислот растворимы. Нерастворимые — кремниевая H 2 S i O 3 и все органические карбоновые кислоты, содержащие десять атомов углерода и больше.

По летучести

Летучие кислоты — это химические соединения, которые быстро испаряются при нормальных условиях, то есть молекулы легко переходят в газовую фазу. В их список входят, к примеру, органические соединения, которые образуются в человеческом организме в результате процесса пищеварения, болезней или метаболизма.

Список летучих кислот:

Нелетучими являются все остальные. Они стабильны в водных растворах.

По силе (степени диссоциации)

Кислоты также можно разделить на сильные и слабые. Если в водном растворе кислота полностью распадается на ионы (диссоциирует), то она является сильной. Слабые кислоты не распадаются на ионы полностью, обычно их диссоциация протекает в незначительной степени.

Как определить силу кислоты, то есть степень диссоциации? Можно использовать лёгкий приём: вычесть из числа атомов O число атомов H. Если в ответе получается число меньше 2 — слабая. Больше или равно — сильная.

Степень диссициации можно также установить экспериментальным путем посредством измерения проводимости растворов. Разбавленные растворы сильных кислот хорошо проводят электрический ток, растворы слабых кислот — плохо.

Характерные химические и физические свойства

Химические свойства

Взаимодействие с основными оксидами. Образуются соль и вода:

C a O + 2 H C l → C a C l 2 + H 2 O

Взаимодействие с амфотерными оксидами. Образуются соль и вода:

Z n O + 2 H N O 3 → Z n ( N O 3 ) 2 + H 2 O

Взаимодействие со щелочами. Образуются соль и вода (реакция нейтрализации):

N a O H + H C l → N a C l + H 2 O

Взаимодействие с солями. Реакция протекает, если выпадает осадок или выделяется газ:

B a C l 2 + H 2 S O 4 → B a S O 4 ↓ + H C l ↑

Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:

K 3 P O 4 + 3 H C l → 3 K C l + H 3 P O 4

Также металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (если соль, которая образуется в итоге, растворима):

M g + 2 H C l → M g C l 2 + H 2 ↑

Однако! С азотной и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:

M g + 2 H 2 S O 4 → M g S O 4 + S O 2 ↑ + 2 H 2

Физические свойства

Получение и применение кислот

Кислоты можно получить несколькими методами.

Взаимодействие кислотного оксида с водой:

H 2 O + S O 3 → H 2 S O 4

Взаимодействие водорода и неметалла:

H 2 + C l 2 → 2 H C l

Вытеснение слабой кислоты из солей более сильной кислотой:

3 H 2 S O 4 + 2 K 3 P O 4 → 3 K 2 S O 4 + H 3 P O 4

Кислоты находят широкое применение в различных сферах. К примеру, серная используется для производства лакокрасочных материалов и минеральных удобрений. Борная является медицинским антисептиком. Уксусную и лимонную добавляют при приготовлении выпечки, а аскорбиновую применяют при лечении простудных заболеваний.

Источник

Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ

Давайте рассмотрим свойства

и продукты их реакций

Автор статьи — Саид Лутфуллин

Свойства концентрированной серной кислоты — окислителя

Концентрированная серная кислота – бесцветная тяжелая маслянистая нелетучая жидкость. Не имеет запаха и тянет сказать: «без вкуса», но вкус у нее все же есть, пробовать не советую.

Разбавленная серная кислота ничем особым непримечательна. Свойства как и у других кислот. За исключением того, что она не реагирует со свинцом, так как образующийся сульфат свинца нерастворим. Нерастворимое вещество покрывает кусочек металла и «защищает его от реакции»

А вот концентрированная серная кислота – сильный окислитель (за счет атома серы в высшей степени окисления).

Раз сера – окислитель, то она будет восстанавливаться:

Глубина восстановления серы зависит от активности восстановителя:

На практике образуются несколько продуктов в разных пропорциях. Преобладание того или иного продукта зависит от множества факторов: от вышеупомянутой активности восстановителя, температуры, концентрации кислоты (95%, 90%. 85%, 80%, 75% – это все концентрированная кислота). Но в реалиях школьной программы все схематично и пишем один единственный продукт.

1. Взаимодействие металлов в концентрированной серной кислотой.

Концентрированная серная кислота реагирует с металлами, даже стоящими после водорода. Но кроме платины и золота – эти металлы слишком малоактивны.

Схема этих реакций:

Некоторые металлы (конкретно нужно запомнить — Fe, Al, Cr) при контакте с концентрированной серной кислотой покрываются защитной пленкой – и реакция не идет. Поэтому серную кислоту без всякой опасности перевозят в железных цистернах. Это явление называют пассивацией.

То, что железо, алюминий и хром пассивируются не означает, что реакция невозможна. Просто нужно нагреть – при нагревании от защитной пленки не остаётся и следа:

2. Взаимодействие неметаллов с концентрированной серной кислотой.

Не все неметаллы реагируют с концентрированной серной кислотой: лишь те, что проявляют восстановительные свойства. Поэтому кислород, азот и галогены не вступают в эти реакции.

Мы рассмотрим взаимодействие с фосфором, углеродом, бором, серой. Неметаллы – не такие активные восстановители как типичные металлы – поэтому серная кислота восстанавливается до SO2.

Неметалл окисляется до высшей степени окисления: образуется оксид. Поскольку оксид неметалла – кислотный, то он тут же в момент получения реагирует с водой и образуется кислота:

Угольная кислота не образуется – получается углекислый газ:

Концентрированная серная кислота окисляет серу:

3. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с галогенидами.

Галогениды металлов – это соли галогеноводородов (HF, HCl, HBr, HI). Галогеноводороды – летучие кислоты, а HF еще к тому же и слабая.

Поэтому серная кислота их вытесняет из солей:

Соли нужно брать твердые, не раствор. Тогда галогеноводороды будут вытесняться в виде газов.

А к фториду можно и в раствор прилить кислоты, так как фтороводородная кислота – слабая, она вытеснится. Только останется в растворе, вот и вся разница.

С хлоридами и фторидами происходит простая реакция обмена, без изменения степеней окисления.

Галоген окисляется до простого вещества. Сера восстанавливается:

А вот бромиды и иодиды – восстановители. После вытеснения галогеноводорода он тут же окисляется. Поэтому реакции концентрированной серной кислоты с бромидами и иодидами протекают с изменением степеней окисления.

Бромоводород и иодоводород окисляются так же, как и их соли:

Азотная кислота — окислитель.

Производство.

Сырье для производства азотной кислоты – аммиак. Три последовательные реакции окисления:

1. Каталитическое окисление аммиака:

Реакция экзотермическая, необратимая.

2. Окисление NO до NO2:

Реакция экзотермическая, обратимая.

3. Поглощение NO2 водой и одновременно его окисление:

Реакция экзотермическая, обратимая – по этой же схеме азотная кислота разлагается при хранении. Поэтому с течением времени прозрачная изначально азотная кислота буреет. Бурый цвет кислоте придает, образующийся при разложении NO2.

Если растворять NO2 в воде без доступа кислорода, то азот диспропорционирует:

Поэтому оксид азота (IV) NO2 мы относим к кислотным. Хоть у него и нет соответствующей кислоты, при растворении его в воде образуются HNO3 и HNO2.

Азотная кислота – жидкость с резким запахом. Свежая азотная кислота бесцветная. При хранении она разлагается и за счет бурого NO2 приобретает желтоватый цвет.

Важно знать, что азотная кислота летучая, легкокипящая, поэтому и имеет запах. А раз она летучая, то ее можно вытеснить из соли нелетучей кислотой, например, концентрированной серной:

Важно, чтобы нитрат был твердым, а серная кислота концентрированная – меньше воды. Чтобы азотная кислота испарялась, испаряется – значит покидает реакционную смесь, значит реакция идет до конца.

Химические свойства.

Свойства азотной кислоты в целом повторяют свойства концентрированной серной. Но с одной поправкой, в отличие от серной, азотная кислота и концентрированная, и разбавленная проявляет сильные окислительные свойства.

1. Взаимодействие с металлами.

До чего может восстанавливаться азот? Вспомним диаграмму степеней окисления азота:

Получиться может любой из этих продуктов. А на практике – несколько сразу. Мы рассмотрим упрощенный вариант: берем только преобладающий продукт и только два фактора, влияющие на глубину восстановления:

Еще больше упрощая берем только четыре продукта: NH₄NO₃, N₂O, NO, NO₂.

Наиболее глубокое восстановление дает разбавленная кислота и активный металл – NH4NO3.

Соответственно при взаимодействии концентрированной кислоты и малоактивного металла образуется NO2. Самое неглубокое восстановление.

Теперь нужно определить в каком случае будет N2O, а в каком NO. Фактор активности металла – решающий. С активным металлом и концентрированной кислотой будет N2O. А с малоактивным металлом и разбавленной кислотой образуется NO.

8Na + 10HNO₃ конц → 8NaNO₃ + N 2 O ↑ + 5H₂O

Концентрированная азотная кислота пассивирует Fe, Cr, Al, как и концентрированная серная.

Чтобы провести реакцию нужно нагреть:

С разбавленной кислотой эти металлы реагируют и без нагревания:

2. Взаимодействие с неметаллами (C, P, B, S).

Неметаллы окисляются до высших кислот. Реагирует и концентрированная, и разбавленная азотная кислота. Неметаллы – не очень хорошие восстановители, поэтому кислота восстанавливается как в реакции с малоактивными металлами (образуются N₂O и NO₂).

В отличие от серной кислоты, очень концентрированная азотная кислота (безводная) окисляет при нагревании иод до иодноватой кислоты (HIO3):

3. Взаимодействие с галогенидами.

Эти реакции могут запутать, хотя ничего сложного в них нет. Вам нужно просто понять логику каждой из них.

На что следует опираться:

Фториды металлов – это соли слабых кислот, поэтому сильная азотная кислота вытесняет фтороводород. И не важно концентрированная или разбавленная – это простая реакция обмена/p>

Фтороводород не реагирует с азотной кислотой. Реакция обмена невозможна и окислительно-восстановительная тоже: фторид – слабый восстановитель.

Хлориды металлов и хлороводород не реагируют с азотной кислотой. Хлорид ион – слабый восстановитель – не возможна ОВР. Хлориды металлов не реагируют, потому что соляная кислота – сильная (предыдущая плавиковая – слабая, если помните).

Бромиды и иодиды вступают с азотной кислотой в окислительно-восстановительное взаимодействие. Сами окисляются до простых веществ. Азотная кислота восстанавливается до NO₂ если концентрированная, разбавленная – до NO, то есть так, как будто взаимодействует с малоактивным металлом.

Источник

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.

Источник

Что такое концентрированная кислота

H 2 SO 3 сернистая

H 2 S сероводородная

H 2 SiO 3 кремниевая

H 3 PO 4 фосфорная

** Термин «одноосновная кислота» возник потому, что для нейтрализации одной молекулы такой кислоты требуется «одно основание», т.е. одна молекула какого-либо простейшего основания типа NaOH или KOH:

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O

HCl + KOH = KCl + H 2 O

Двухосновная кислота требует для своей нейтрализации уже «два основания», а трехосновная – «три основания»:

H 2 SO 4 + 2 NaOH = Na 2 SO 4 + 2 H 2 O

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

Рассмотрим важнейшие химические свойства кислот.

Индикаторы представляют собой вещества сложного строения. В растворах оснований и в нейтральных растворах они имеют иную окраску, чем в растворах кислот. Об индикаторах мы более подробно расскажем в следующем параграфе на примере их реакций с основаниями.

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH:

H 2 SiO 3 + 2 NaOH = Na 2 SiO 3 + 2H 2 O

Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и воду. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации.

Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, медь, ртуть и некоторые другие металлы с выделением водорода с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов (табл. 8-3). Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Табл. 8-3. Ряд активности металлов.

Металлы, которые вытесняют водород из кислот

Металлы, которые не вытесняют водород из кислот

K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H)

¬ самые активные металлы

самые неактивные металлы ®

Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).

С другой стороны, такие сильные кислоты как серная или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами из левой части табл. 8-3.

В связи с этим существует еще одна классификация кислот – по силе. В таблице 8-4 в каждой из колонок сила кислот уменьшается сверху вниз.

Таблица 8-4. Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.

H 3 PO 4 фосфорная

H 2 SO 3 сернистая

H 2 S сероводородная

H 2 SiO 3 кремниевая

Cu + 4 HNO 3 (конц.) =Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

3 Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO + 4 H 2 O

8 K + 5 H 2 SO 4 ( конц.) = 4 K 2 SO 4 + H 2 S + 4 H 2 O

3 Zn + 4 H 2 SO 4 (конц.) = 3 ZnSO 4 + S + 4 H 2 O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными ) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой.

Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.

Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.

** 8.13. Напишите формулы водородных соединений пяти элементов главной подгруппы VI группы. Все они в той или иной мере являются кислотами. Исходя из закономерностей Периодической таблицы, расположите эти кислоты в ряд от самой слабой до самой сильной кислоты.

Источник