Jodowodór

Jodowodór
Są pospolite
Nazwa systematyczna	Jodowodór
Wzór chemiczny	CZEŚĆ
Względ. molekularny waga	127,904 a. jeść.
Masa cząsteczkowa	127,904 g/mol
Właściwości fizyczne
Gęstość materii	2,85 g/ml (-47°C) g/cm3
Stan (stan standardowy)	bezbarwny gaz
Właściwości termiczne
Temperatura topnienia	–50,80°C
Temperatura wrzenia	–35,36°C
temperatura rozkładu	300°C
Punkt krytyczny	150,7°C
Entalpia (konw. st.)	26,6 kJ/mol
Właściwości chemiczne
PK a	- 10
Rozpuszczalność w wodzie	72,47 (20°C) g/100 ml
Klasyfikacja
numer CAS

Jodowodór HI to bezbarwny, duszący gaz, który silnie dymi w powietrzu. Niestabilny, rozkłada się w temperaturze 300 °C.

Jodowodór jest dobrze rozpuszczalny w wodzie. Tworzy azeotrop wrzący w temperaturze 127 ° C przy stężeniu HI wynoszącym 57%.

Paragon

W przemyśle HI otrzymuje się w reakcji I 2 z hydrazyną, w wyniku której powstaje również N 2:

2 Ja 2 + N 2 H 4 → 4 HI + N 2

W laboratorium HI można również otrzymać za pomocą następujących reakcji redoks:

H 2 S + I 2 → S↓ + 2HI

Lub przez hydrolizę jodku fosforu:

PI 3 + 3H 2O → H 3PO 3 + 3HI

Jodowodór powstaje również w wyniku oddziaływania prostych substancji H 2 i I 2. Ta reakcja zachodzi tylko po podgrzaniu i nie przebiega do końca, ponieważ w układzie ustala się równowaga:

H 2 + I 2 → 2 HI

Nieruchomości

Nazywa się wodnym roztworem HI kwas jodowodorowy(bezbarwna ciecz o ostrym zapachu). Kwas jodowodorowy jest najsilniejszym kwasem. Sole kwasu jodowodorowego nazywane są jodkami.

Jodowodór jest silnym środkiem redukującym. Po odstaniu wodny roztwór HI staje się brązowy w wyniku stopniowego utleniania przez tlen atmosferyczny i uwalniania cząsteczkowego jodu:

4HI + O 2 → 2H 2 O + 2I 2

HI jest w stanie zredukować stężony kwas siarkowy do siarkowodoru:

8HI + H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O

Podobnie jak inne halogenowodory, HI dodaje się do wiązań wielokrotnych (reakcja addycji elektrofilowej):

HI + H 2 C=CH 2 → H 3 CCH 2 I

Aplikacja

Jodowodór stosowany jest w laboratoriach jako środek redukujący w wielu syntezach organicznych, a także do otrzymywania różnych związków zawierających jod.

Literatura

• Achmetow N.S. „Chemia ogólna i nieorganiczna” M.: Szkoła Wyższa, 2001

Fundacja Wikimedia. 2010.

Zobacz, co oznacza „jodowodór” w innych słownikach:

Zobacz jod...

Jodek C2H5I E., ciecz, temperatura wrzenia 72,34°; D14,5 = 1,9444. Świeżo przygotowany jodek E. jest bezbarwny, po odstaniu brązowieje i rozkłada się z wydzieleniem wolnego jodu. Ma silny eteryczny zapach. Trudne do oświetlenia. Świeci,... ... Słownik encyklopedyczny F.A. Brockhausa i I.A. Efron

- (chemiczny) jeden z pierwiastków grupy halogenowej, symbol chemiczny J, masa atomowa 127, według Stasia 126,85 (O = 16), odkryty przez Courtois w 1811 r. w solance macierzystej popiołu z wodorostów. Jego charakter jako elementu ustalił Gay Lussac i jest mu bliższy... ... Słownik encyklopedyczny F.A. Brockhausa i I.A. Efron

- (również wodór metylowy, formen) węglowodór nasycony o składzie CH4, pierwszy członek szeregu СnН2n+n, jeden z najprostszych związków węgla, wokół którego zgrupowane są wszystkie pozostałe i z którego można je wytworzyć poprzez podstawienie atomów. ... ... Słownik encyklopedyczny F.A. Brockhausa i I.A. Efron

Alchemicy przyjęli, że metale to złożone ciała składające się z ducha, duszy i ciała lub rtęci, siarki i soli; przez spirytus lub rtęć nie rozumieli zwykłej rtęci, ale lotność i właściwości metaliczne, na przykład połysk, plastyczność; pod szarością (duszą)… … Słownik encyklopedyczny F.A. Brockhausa i I.A. Efron

Zjawiska równowagi chemicznej obejmują obszar przemian niezupełnych, czyli takich przypadków, gdy przemiana chemiczna układu materialnego nie zostaje zakończona, lecz zatrzymuje się po przejściu części substancji. W… … Słownik encyklopedyczny F.A. Brockhausa i I.A. Efron

- (chemiczny; fosfor francuski, fosfor niemiecki, fosfor angielski i łac., skąd oznaczenie P, czasami Ph; masa atomowa 31 [W czasach nowożytnych stwierdzono, że masa atomowa Ph. (van der Plaats) wynosiła: 30,93 według renowacja z określoną wagą metalu F.... ... Słownik encyklopedyczny F.A. Brockhausa i I.A. Efron

- (chemiczny). Tak nazywają się cztery ciała elementarne znajdujące się w siódmej grupie układu okresowego pierwiastków: fluor F=19, chlor Cl=3,5, brom Br=80 i jod J=127. Trzy ostatnie są do siebie bardzo podobne , a fluor jest nieco inny. Słownik encyklopedyczny F.A. Brockhausa i I.A. Efron

Albo halogeny (chemiczne). Oto nazwy czterech ciał elementarnych znajdujących się w siódmej grupie układu okresowego pierwiastków: fluor F = 19, chlor Cl = 3,5, brom Br = 80 i jod J = 127. Ostatnie trzy są do siebie bardzo podobne, a fluor kosztuje trochę... ... Słownik encyklopedyczny F.A. Brockhausa i I.A. Efron

Węglowodór z serii ograniczającej C2H4; występuje w przyrodzie, w wydzielinach z gleby obszarów roponośnych. Sztucznie uzyskany po raz pierwszy przez Kolbego i Franklanda w 1848 r. w wyniku działania metalicznego potasu na propionitryl, a przez nich w następnym 1849 r.... ... Słownik encyklopedyczny F.A. Brockhausa i I.A. Efron

Jest bezbarwny i łatwo miesza się z wodą. Sto mililitrów cieczy zawiera 132 gramy jodowodoru. Dzieje się tak przy normalnym ciśnieniu i temperaturze pokojowej. Po podgrzaniu do 100 stopni 177 gramów już rozpuszcza się w wodzie. Dowiedzmy się, do czego zdolne jest powstałe rozwiązanie.

Właściwości kwasu jodowodorowego

Będąc silnym, połączenie objawia się jako typowe. Wyraża się to na przykład w reakcjach z. Interakcja odbywa się z tymi, którzy są po lewej stronie. To właśnie w miejscu tego pierwiastka ma miejsce atom.

Okazuje się, że jest to jodek. Wodór odparowuje. Z solami kwas jodowodorowy reaguje także w przypadku wydzielania się gazu. Rzadziej interakcja powoduje wytrącenie jednego z jej produktów.

Bohaterka artykułu reaguje również z tlenkami zasadowymi, podobnie jak innymi mocnymi. Tlenki zasadowe to związki z tlenem metali o pierwszym lub drugim stopniu utlenienia. W wyniku reakcji wydziela się woda i powstaje jodek, czyli sole kwasu jodowodorowego.

Reakcja bohaterki z zasadami daje również wodę i. Typowa interakcja dla silnych ludzi. Jednak większość substancji jest trójzasadowa. Wskazuje to na zawartość 3 atomów wodoru w cząsteczce.

W związku jodowodorowym występuje tylko jeden atom gazu, co oznacza, że ​​substancja jest jednozasadowa. Ponadto jest beztlenowy. Ponieważ kwas solny zapisuje się jako HCl, tzw wzór kwasu jodowodorowego- CZEŚĆ. Zasadniczo jest to gaz. Co zrobić z roztworem wodnym? Uważa się, że jest to prawda, ale rzadko można ją znaleźć w laboratoriach. Problem polega na przechowywaniu rozwiązania.

Silny środek regenerujący właściwości kwasu jodowodorowego prowadzi do szybkiego utleniania. W rezultacie na dnie probówki pozostaje czysta woda i brązowy osad. To jest jodojodan jodu. Oznacza to, że bohaterka jest krótkotrwała w rozwiązaniu.

Proces „zniszczenia” jest nieunikniony. Istnieje jednak sposób na przywrócenie bohaterki artykułu. Robią to za pomocą . destylowany w jego obecności. Potrzebna jest atmosfera obojętna, na przykład argon lub dwutlenek węgla.

Alternatywą dla fosforu jest wodorodiwodorofosforan o wzorze H (PH 2 O 2). Obecność siarkowodoru podczas destylacji ma również pozytywny wpływ na jodowodór. Dlatego nie należy wyrzucać oddzielonej mieszaniny i mieszać świeże odczynniki. można przywrócić.

Dopóki jod w roztworze nie utleni się, ciecz jest bezbarwna i ma silny zapach. Roztwór jest azeotropowy. Oznacza to, że podczas gotowania skład mieszaniny pozostaje taki sam. Fazy ​​parowania i faza ciekła są w równowadze. Nawiasem mówiąc, jod wrze nie w temperaturze 100, ale w 127 stopniach Celsjusza. Po podgrzaniu do 300 stopni substancja ulegnie rozkładowi.

Teraz dowiedzmy się, dlaczego jodowodór jest uważany za najsilniejszy spośród najsilniejszych. Wystarczy przykład interakcji z „kolegami”. Zatem, gdy jodowodór „spotyka” koncentrat siarki, redukuje go do siarkowodoru. Jeśli związek siarki spotka się z innymi, będzie działał jako środek redukujący.

Główną właściwością jest zdolność do oddawania atomów wodoru. Atomy te łączą się z innymi pierwiastkami, tworząc nowe cząsteczki. To jest proces zdrowienia. Reakcje przywracające są także podstawą do otrzymania bohaterki artykułu.

Wytwarzanie kwasu jodowodorowego

Z powodu niestabilności związek jodowodoru aktywnie pali. Ze względu na żrący charakter oparów, pracują z bohaterką artykułu wyłącznie w warunkach laboratoryjnych. Zwykle pobiera się siarkowodór i jod. Otrzymuje się następującą reakcję: H2S + I2 do S + 2HI. Elementarny, powstający w wyniku interakcji, wytrąca się.

Odczynnik można również otrzymać łącząc zawiesinę jodu, wody i tlenku siarki. Rezultatem będzie kwas siarkowy i bohaterka artykułu. Równanie reakcji wygląda następująco: I 2 + SO 2 + 2H 2 O à 2HI + H 2 SO 4.

Trzecim sposobem otrzymania jodowodoru jest połączenie jodynu potasu i. Produktem, oprócz bohaterki artykułu, będzie wodoroortofosforan potasu. We wszystkich reakcjach jodowodór uwalnia się w postaci gazu. Łapią go wodą, uzyskując roztwór. Rurki, przez którą przepływa gaz, nie wolno zanurzać w cieczy.

W dużych przedsiębiorstwach jodowodór powstaje w wyniku reakcji jodu z hydrazyną. Ten ostatni, podobnie jak bohaterka artykułu, jest bezbarwny i ma silny zapach. Chemiczny zapis interakcji wygląda następująco: - 2I 2 + N 2 H 4 à4HI + N 2 . Jak widać, w wyniku reakcji następuje większe „uwolnienie” jodowodoru niż w przypadku metod laboratoryjnych.

Pozostaje oczywista, ale nieopłacalna opcja - interakcja czystych pierwiastków. Złożoność reakcji polega na tym, że zachodzi ona tylko po podgrzaniu. Ponadto w układzie szybko ustala się równowaga.

Uniemożliwia to zakończenie reakcji. Równowaga w chemii to punkt, w którym układ zaczyna opierać się wpływom. Zatem łączenie pierwiastkowego jodu i wodoru to tylko rozdział w podręcznikach chemii, ale nie jest to metoda praktyczna.

Zastosowanie kwasu jodowodorowego

Podobnie jak inni, kwas jodowodorowy – elektrolit. Bohaterka artykułu potrafi rozbić się na jony, przez które „płynie” prąd. W tym przebiegu należy umieścić katodę i anodę w roztworze. Jeden jest naładowany dodatnio, drugi ujemnie.

Powstałe zasoby wykorzystywane są w kondensatorach. Elektrolity wykorzystywane są jako źródła prądu oraz jako medium do złocenia, srebrzenia metali i nakładania na nie innych powłok.
Przemysłowcy również korzystają z regenerujących właściwości jodowodoru. Strong kupowany jest do syntez organicznych. W ten sposób alkohole są redukowane przez jodowodór do alkanów. Należą do nich wszystkie . Bohaterka artykułu redukuje także halogenki i inne do alkanów.

Tylko niektórych pochodnych chloru nie można redukować jodowodorem. Biorąc to pod uwagę, niewiele osób jest smutnych. Jeśli w laboratorium kwas jodowodorowy zobojętniono co oznacza, że ​​przedsiębiorstwo jest dobrze finansowane. Przyjrzyjmy się cenom odczynnika.

Cena kwasu jodowodorowego

W przypadku laboratoriów jodowodór sprzedawany jest w litrach. Przechowywać odczynnik w ciemności. Pod wpływem światła ciecz szybko brązowieje i rozpada się na wodę i jododan. Pojemnik jest szczelnie zamknięty. Bohaterka artykułu nie powoduje korozji plastiku. Tutaj przechowywany jest odczynnik.

Zapotrzebowanie wynosi 57 procent. Rzadko spotykany w magazynach; produkowany jest głównie dla . Cena jest zwykle ustalana w euro. W tłumaczeniu okazuje się, że jest to nie mniej niż 60 000 euro, czyli 1000, dlatego kupują odczynnik w razie potrzeby. Jeśli istnieje alternatywa, weź ją. Jodowodór jest nie tylko najsilniejszy, ale także najdroższy.

Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu i resztę kwasową.

Na podstawie obecności lub braku tlenu w cząsteczce kwasy dzielą się na zawierające tlen(kwas siarkowy H 2 SO 4, kwas siarkawy H 2 SO 3, kwas azotowy HNO 3, kwas fosforowy H 3 PO 4, kwas węglowy H 2 CO 3, kwas krzemowy H 2 SiO 3) i beztlenowe(kwas fluorowodorowy HF, kwas chlorowodorowy HCl (kwas solny), kwas bromowodorowy HBr, kwas jodowodorowy HI, kwas wodorosiarczkowy H2S).

W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, kwasy są jednozasadowe (z 1 atomem H), dwuzasadowe (z 2 atomami H) i trójzasadowe (z 3 atomami H). Na przykład kwas azotowy HNO 3 jest jednozasadowy, ponieważ jego cząsteczka zawiera jeden atom wodoru, kwas siarkowy H 2 SO 4 – dwuzasadowy itp.

Istnieje bardzo niewiele związków nieorganicznych zawierających cztery atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Część cząsteczki kwasu pozbawiona wodoru nazywana jest resztą kwasową.

Pozostałości kwasowe mogą składać się z jednego atomu (-Cl, -Br, -I) - są to proste reszty kwasowe lub mogą składać się z grupy atomów (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - są to reszty złożone.

W roztworach wodnych podczas reakcji wymiany i podstawienia pozostałości kwasowe nie ulegają zniszczeniu:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Słowo bezwodnik oznacza bezwodny, to znaczy kwas bez wody. Na przykład,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Kwasy beztlenowe nie mają bezwodników.

Kwasy wzięły swoją nazwę od nazwy pierwiastka kwasotwórczego (czynnika kwasotwórczego) z dodatkiem końcówki „naya” i rzadziej „vaya”: H 2 SO 4 – siarkowy; H 2 SO 3 – węgiel; H 2 SiO 3 – krzem itp.

Pierwiastek może tworzyć kilka kwasów tlenowych. W tym przypadku wskazanymi końcówkami w nazwie kwasów będą te, w których pierwiastek wykazuje wyższą wartościowość (cząsteczka kwasu zawiera dużą zawartość atomów tlenu). Jeśli pierwiastek będzie miał niższą wartościowość, końcówka nazwy kwasu będzie „pusta”: HNO 3 - azotowy, HNO 2 - azotowy.

Kwasy można otrzymać przez rozpuszczenie bezwodników w wodzie. Jeśli bezwodniki są nierozpuszczalne w wodzie, kwas można otrzymać przez działanie innego, silniejszego kwasu na sól żądanego kwasu. Metoda ta jest typowa zarówno dla kwasów tlenowych, jak i beztlenowych. Kwasy beztlenowe otrzymuje się także poprzez bezpośrednią syntezę z wodoru i niemetalu, a następnie rozpuszczenie powstałego związku w wodzie:

H2 + Cl2 → 2HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Roztwory powstałych substancji gazowych HCl i H2S są kwasami.

W normalnych warunkach kwasy występują zarówno w stanie ciekłym, jak i stałym.

Właściwości chemiczne kwasów

Roztwory kwasów działają na wskaźniki. Wszystkie kwasy (z wyjątkiem krzemowego) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Substancje specjalne - wskaźniki pozwalają określić obecność kwasu.

Wskaźniki to substancje o złożonej budowie. Zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi substancjami chemicznymi. W roztworach neutralnych mają jeden kolor, w roztworach zasad inny kolor. Podczas interakcji z kwasem zmieniają kolor: pomarańczowy wskaźnik metylowy zmienia kolor na czerwony, a wskaźnik lakmusowy również zmienia kolor na czerwony.

Interakcja z bazami z utworzeniem wody i soli, która zawiera niezmienioną resztę kwasową (reakcja neutralizacji):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Oddziałuj z tlenkami zasadowymi z utworzeniem wody i soli (reakcja neutralizacji). Sól zawiera pozostałość kwasową kwasu użytego w reakcji zobojętniania:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interakcja z metalami. Aby kwasy mogły oddziaływać z metalami, muszą zostać spełnione pewne warunki:

1. metal musi być wystarczająco aktywny w stosunku do kwasów (w szeregu działania metali musi znajdować się przed wodorem). Im dalej w lewo metal znajduje się w szeregu aktywności, tym intensywniej oddziałuje z kwasami;

2. kwas musi być wystarczająco mocny (to znaczy zdolny do oddawania jonów wodoru H +).

Kiedy zachodzą reakcje chemiczne kwasu z metalami, powstaje sól i wydziela się wodór (z wyjątkiem interakcji metali z kwasem azotowym i stężonym kwasem siarkowym):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Nadal masz pytania? Chcesz wiedzieć więcej o kwasach?
Aby uzyskać pomoc korepetytora zarejestruj się.
Pierwsza lekcja jest darmowa!

stronie internetowej, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do źródła.

Kwasy można klasyfikować według różnych kryteriów:

1) Obecność atomów tlenu w kwasie

2) Zasadowość kwasowa

Zasadowość kwasu to liczba „ruchomych” atomów wodoru w jego cząsteczce, które po dysocjacji mogą zostać oddzielone od cząsteczki kwasu w postaci kationów wodoru H +, a także zastąpione atomami metali:

4) Rozpuszczalność

5) Stabilność

7) Właściwości utleniające

Właściwości chemiczne kwasów

1. Zdolność do dysocjacji

Kwasy w roztworach wodnych dysocjują na kationy wodoru i reszty kwasowe. Jak już wspomniano, kwasy dzielą się na dobrze dysocjujące (silne) i słabo dysocjujące (słabe). Pisząc równanie dysocjacji dla mocnych kwasów jednozasadowych, stosuje się jedną strzałkę skierowaną w prawo () lub znak równości (=), co pokazuje, że taka dysocjacja jest praktycznie nieodwracalna. Na przykład równanie dysocjacji mocnego kwasu solnego można zapisać na dwa sposoby:

lub w tej postaci: HCl = H + + Cl -

lub w ten sposób: HCl → H + + Cl -

Tak naprawdę kierunek strzałki mówi nam, że odwrotny proces łączenia kationów wodorowych z resztami kwasowymi (asocjacja) praktycznie nie zachodzi w mocnych kwasach.

W przypadku, gdy chcemy napisać równanie dysocjacji słabego kwasu monoprotonowego, musimy zamiast znaku użyć w równaniu dwóch strzałek. Znak ten odzwierciedla odwracalność dysocjacji słabych kwasów - w ich przypadku silnie zaznacza się odwrotny proces łączenia kationów wodorowych z resztami kwasowymi:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Kwasy wielozasadowe dysocjują stopniowo, tj. Kationy wodoru oddzielają się od swoich cząsteczek nie jednocześnie, ale jeden po drugim. Z tego powodu dysocjację takich kwasów wyraża się nie jednym, ale kilkoma równaniami, których liczba jest równa zasadowości kwasu. Na przykład dysocjacja trójzasadowego kwasu fosforowego zachodzi w trzech etapach z naprzemiennym oddzielaniem kationów H +:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Należy zaznaczyć, że każdy kolejny etap dysocjacji zachodzi w mniejszym stopniu niż poprzedni. Oznacza to, że cząsteczki H 3 PO 4 dysocjują lepiej (w większym stopniu) niż jony H 2 PO 4, które z kolei dysocjują lepiej niż jony HPO 4 2-. Zjawisko to wiąże się ze wzrostem ładunku reszt kwasowych, w wyniku czego wzrasta siła wiązania pomiędzy nimi a dodatnimi jonami H+.

Spośród kwasów wielozasadowych wyjątkiem jest kwas siarkowy. Ponieważ kwas ten dobrze dysocjuje w obu etapach, dopuszczalne jest napisanie równania jego dysocjacji w jednym etapie:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Oddziaływanie kwasów z metalami

Siódmym punktem klasyfikacji kwasów są ich właściwości utleniające. Stwierdzono, że kwasy są utleniaczami słabymi i utleniaczami mocnymi. Zdecydowana większość kwasów (prawie wszystkie z wyjątkiem H 2 SO 4 (stęż.) i HNO 3) to słabe środki utleniające, ponieważ mogą wykazywać swoją zdolność utleniającą tylko dzięki kationom wodoru. Takie kwasy mogą utleniać tylko te metale, które znajdują się w szeregu aktywności na lewo od wodoru, a produkty tworzą sól odpowiedniego metalu i wodoru. Na przykład:

H 2 SO 4 (rozcieńczony) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Jeśli chodzi o silne kwasy utleniające, tj. H 2 SO 4 (stęż.) i HNO 3 , wówczas lista metali, na które działają, jest znacznie szersza i obejmuje wszystkie metale przed wodorem w szeregu aktywności i prawie wszystko po nim. Oznacza to, że na przykład stężony kwas siarkowy i kwas azotowy o dowolnym stężeniu utleniają nawet metale o niskiej aktywności, takie jak miedź, rtęć i srebro. Oddziaływanie kwasu azotowego i stężonego kwasu siarkowego z metalami, a także niektórymi innymi substancjami, ze względu na ich specyfikę, zostanie omówione osobno na końcu tego rozdziału.

3. Oddziaływanie kwasów z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi

Kwasy reagują z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi. Kwas krzemowy, ponieważ jest nierozpuszczalny, nie reaguje z niskoaktywnymi tlenkami zasadowymi i tlenkami amfoterycznymi:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

H2SiO3 + FeO ≠

4. Oddziaływanie kwasów z zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi

HCl + NaOH H2O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Oddziaływanie kwasów z solami

Ta reakcja zachodzi, jeśli wytrąci się osad, gaz lub znacznie słabszy kwas niż ten, który reaguje. Na przykład:

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Specyficzne właściwości utleniające kwasu azotowego i stężonego kwasu siarkowego

Jak wspomniano powyżej, kwas azotowy w dowolnym stężeniu, a także kwas siarkowy wyłącznie w stanie stężonym, są bardzo silnymi utleniaczami. W szczególności, w przeciwieństwie do innych kwasów, utleniają nie tylko metale znajdujące się w szeregu aktywności przed wodorem, ale także prawie wszystkie metale po nim (z wyjątkiem platyny i złota).

Na przykład są zdolne do utleniania miedzi, srebra i rtęci. Należy jednak mocno pojąć, że wiele metali (Fe, Cr, Al), mimo że są dość aktywne (dostępne przed wodorem), to jednak nie reagują ze stężonym HNO 3 i stężonym H 2 SO 4 bez nagrzewanie powoduje zjawisko pasywacji - na powierzchni takich metali tworzy się ochronny film ze stałych produktów utleniania, który nie pozwala cząsteczkom stężonych kwasów siarkowych i stężonych kwasów azotowych wniknąć w głąb metalu, aby zaszła reakcja. Jednak przy silnym ogrzewaniu reakcja nadal zachodzi.

W przypadku interakcji z metalami obowiązkowymi produktami są zawsze sól odpowiedniego metalu i zastosowany kwas, a także woda. Zawsze wyodrębnia się również trzeci produkt, którego skład zależy od wielu czynników, w szczególności takich jak aktywność metali, a także stężenie kwasów i temperatura reakcji.

Wysoka zdolność utleniająca stężonych kwasów siarkowych i stężonych kwasów azotowych pozwala im reagować nie tylko z praktycznie wszystkimi metalami szeregu aktywności, ale nawet z wieloma stałymi niemetalami, w szczególności z fosforem, siarką i węglem. Poniższa tabela wyraźnie pokazuje produkty oddziaływania kwasów siarkowego i azotowego z metalami i niemetalami w zależności od stężenia:

7. Właściwości redukujące kwasów beztlenowych

Wszystkie kwasy beztlenowe (z wyjątkiem HF) mogą wykazywać właściwości redukujące ze względu na pierwiastek chemiczny zawarty w anionie pod działaniem różnych środków utleniających. Na przykład wszystkie kwasy halogenowodorowe (z wyjątkiem HF) są utleniane przez dwutlenek manganu, nadmanganian potasu i dichromian potasu. W tym przypadku jony halogenkowe utleniają się do wolnych halogenów:

4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2O

16HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Spośród wszystkich kwasów halogenowodorowych największą aktywność redukującą ma kwas jodowodorowy. W przeciwieństwie do innych kwasów halogenowodorowych, nawet tlenek żelaza i sole mogą go utleniać.

6HI ​​+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Kwas siarkowodorowy H2S ma również wysoką aktywność redukującą. Nawet środek utleniający, taki jak dwutlenek siarki, może go utlenić.