Všetko o kyselinách. Názvy niektorých anorganických kyselín a solí

Nepodceňujte úlohu kyselín v našom živote, pretože mnohé z nich sú jednoducho nenahraditeľné Každodenný život. Najprv si pripomeňme, čo sú kyseliny. Toto komplexné látky. Vzorec je napísaný takto: HnA, kde H je vodík, n je počet atómov, A je zvyšok kyseliny.

Medzi hlavné vlastnosti kyselín patrí schopnosť nahradiť molekuly atómov vodíka atómami kovov. Väčšina z nich je nielen žieravá, ale aj veľmi jedovatá. Sú však aj také, s ktorými sa stretávame neustále, bez ujmy na zdraví: vitamín C, citrónová kyselina, kyselina mliečna. Uvažujme o základných vlastnostiach kyselín.

Fyzikálne vlastnosti

Fyzikálne vlastnosti kyselín často naznačujú ich charakter. Kyseliny môžu existovať v troch formách: tuhá, kvapalná a plynná. Napríklad: dusičná (HNO3) a kyselina sírová (H2SO4) sú bezfarebné kvapaliny; boritá (H3BO3) a metafosforečná (HPO3) sú tuhé kyseliny. Niektoré z nich majú farbu a vôňu. Rôzne kyseliny sa vo vode rozpúšťajú rôzne. Existujú aj nerozpustné: H2SiO3 - kremík. Kvapalné látky majú kyslá chuť. Niektoré kyseliny sú pomenované podľa ovocia, v ktorom sa nachádzajú: kyselina jablčná, kyselina citrónová. Iné dostali svoj názov podľa chemických prvkov, ktoré obsahujú.

Klasifikácia kyselín

Kyseliny sa zvyčajne klasifikujú podľa niekoľkých kritérií. Úplne prvý je založený na obsahu kyslíka v nich. A to: s obsahom kyslíka (HClO4 - chlór) a bez kyslíka (H2S - sírovodík).

Podľa počtu atómov vodíka (podľa zásaditosti):

• Jednosýtne – obsahuje jeden atóm vodíka (HMnO4);
• Dvojsýtny – má dva atómy vodíka (H2CO3);
• Trojsýtne majú tri atómy vodíka (H3BO);
• Polybázické - majú štyri alebo viac atómov, sú zriedkavé (H4P2O7).

Podľa triedy chemické zlúčeniny, sa delia na organické a anorganické kyseliny. Prvé sa nachádzajú najmä v produktoch rastlinného pôvodu: kyselina octová, mliečna, nikotínová, askorbová. Anorganické kyseliny zahŕňajú: sírovú, dusičnú, boritú, arzénovú. Rozsah ich použitia je pomerne široký, od priemyselných potrieb (výroba farbív, elektrolytov, keramiky, hnojív atď.) až po varenie alebo čistenie kanalizácie. Kyseliny možno tiež klasifikovať podľa sily, prchavosti, stability a rozpustnosti vo vode.

Chemické vlastnosti

Pozrime sa na to hlavné Chemické vlastnosti kyseliny

• Prvým je interakcia s indikátormi. Ako indikátory sa používa lakmus, metyl pomaranč, fenolftaleín a univerzálny indikátorový papierik. V kyslých roztokoch farba indikátora zmení farbu: lakmusový a univerzálny ind. papier sa sfarbí do červena, metyl oranžová zružovie, fenolftaleín zostane bezfarebný.
• Druhým je interakcia kyselín so zásadami. Táto reakcia sa tiež nazýva neutralizácia. Kyselina reaguje so zásadou, výsledkom čoho je soľ + voda. Napríklad: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
• Pretože takmer všetky kyseliny sú vysoko rozpustné vo vode, môže sa neutralizácia uskutočniť s rozpustnými aj nerozpustnými zásadami. Výnimkou je kyselina kremičitá, ktorá je vo vode takmer nerozpustná. Na jeho neutralizáciu sú potrebné zásady ako KOH alebo NaOH (sú rozpustné vo vode).
• Treťou je interakcia kyselín so zásaditými oxidmi. Dochádza tu aj k neutralizačnej reakcii. Zásadité oxidy sú blízkymi „príbuznými“ zásad, preto je reakcia rovnaká. Tieto oxidačné vlastnosti kyselín využívame veľmi často. Napríklad na odstránenie hrdze z potrubia. Kyselina reaguje s oxidom za vzniku rozpustnej soli.
• Po štvrté - reakcia s kovmi. Nie všetky kovy reagujú rovnako dobre s kyselinami. Delia sa na aktívne (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) a neaktívne (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Tiež stojí za to venovať pozornosť sile kyseliny (silná, slabá). Napríklad kyselina chlorovodíková a sírová sú schopné reagovať so všetkými neaktívnymi kovmi, zatiaľ čo kyselina citrónová a šťaveľová sú také slabé, že reagujú veľmi pomaly aj s aktívnymi kovmi.
• Po piate, reakcia kyselín obsahujúcich kyslík na zahrievanie. Takmer všetky kyseliny z tejto skupiny sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid kyslíka a vodu. Výnimkou sú kyselina uhličitá (H3PO4) a kyselina sírová (H2SO4). Pri zahrievaní sa rozpadajú na vodu a plyn. Toto treba mať na pamäti. To sú všetky základné vlastnosti kyselín.

Kyseliny sú chemické zlúčeniny, ktoré sú schopné darovať elektricky nabitý vodíkový ión (katión) a tiež prijať dva interagujúce elektróny, čo vedie k vytvoreniu kovalentnej väzby.

V tomto článku sa pozrieme na hlavné kyseliny, ktoré sa študujú na strednej škole. stredné školy a tiež sa mnohému naučiť zaujímavosti o rôznych kyselinách. Začnime.

Kyseliny: typy

V chémii existuje veľa rôznych kyselín, ktoré majú najviac rôzne vlastnosti. Chemici rozlišujú kyseliny podľa obsahu kyslíka, prchavosti, rozpustnosti vo vode, pevnosti, stability, či sú organické, resp. anorganická trieda chemické zlúčeniny. V tomto článku sa pozrieme na tabuľku, ktorá predstavuje najznámejšie kyseliny. Tabuľka vám pomôže zapamätať si názov kyseliny a jej chemický vzorec.

Takže všetko je jasne viditeľné. Táto tabuľka predstavuje najznámejšie kyseliny v chemickom priemysle. Tabuľka vám pomôže zapamätať si mená a vzorce oveľa rýchlejšie.

Kyselina sírovodík

H2S je kyselina sulfidová. Jeho zvláštnosť spočíva v tom, že je to tiež plyn. Sírovodík je veľmi zle rozpustný vo vode a tiež interaguje s mnohými kovmi. Kyselina sírovodík patrí do skupiny „slabých kyselín“, ktorých príklady zvážime v tomto článku.

H 2 S má mierne sladkú chuť a tiež veľmi silný zápach po zhnitých vajciach. V prírode sa nachádza v prírodných alebo sopečných plynoch a uvoľňuje sa aj pri rozpade bielkovín.

Vlastnosti kyselín sú veľmi rôznorodé, aj keď je kyselina v priemysle nepostrádateľná, môže byť veľmi škodlivá pre ľudské zdravie. Táto kyselina je pre človeka veľmi toxická. Pri vdýchnutí malého množstva sírovodíka sa človek prebudí bolesť hlavy, začína silná nevoľnosť a závraty. Ak sa človek nadýchne veľké množstvo H 2 S, môže viesť k záchvatom, kóme alebo dokonca okamžitej smrti.

Kyselina sírová

H 2 SO 4 je silná kyselina sírová, s ktorou sa deti zoznamujú na hodinách chémie v 8. ročníku. Chemické kyseliny, ako je kyselina sírová, sú veľmi silné oxidačné činidlá. H 2 SO 4 pôsobí ako oxidačné činidlo na mnohé kovy, ako aj zásadité oxidy.

H 2 SO 4 pri kontakte s pokožkou alebo odevom spôsobuje chemické popáleniny, ale nie je taká toxická ako sírovodík.

Kyselina dusičná

Silné kyseliny sú v našom svete veľmi dôležité. Príklady takýchto kyselín: HCl, H2S04, HBr, HN03. HNO 3 je dobre známa kyselina dusičná. Našiel široké uplatnenie v priemysle, ako aj v poľnohospodárstvo. Používa sa na výrobu rôznych hnojív, v šperkoch, pri tlači fotografií, vo výrobe lieky a farbivá, ako aj vo vojenskom priemysle.

Chemické kyseliny, ako je kyselina dusičná, sú pre telo veľmi škodlivé. Pary HNO 3 zanechávajú vredy, spôsobujú akútne zápaly a podráždenie dýchacích ciest.

Kyselina dusitá

Kyselina dusitá sa často zamieňa s kyselinou dusičnou, no je medzi nimi rozdiel. Faktom je, že je oveľa slabší ako dusík, má úplne iné vlastnosti a účinky na ľudský organizmus.

HNO 2 našla široké uplatnenie v chemickom priemysle.

Kyselina fluorovodíková

Kyselina fluorovodíková (alebo fluorovodík) je roztok H 2 O s HF. Vzorec kyseliny je HF. Kyselina fluorovodíková sa veľmi aktívne používa v hliníkový priemysel. Používa sa na rozpúšťanie kremičitanov, leptanie kremíka a silikátového skla.

Fluorovodík je pre ľudský organizmus veľmi škodlivý a v závislosti od jeho koncentrácie môže byť miernym narkotikom. Ak sa dostane do kontaktu s pokožkou, spočiatku nedochádza k žiadnym zmenám, no po niekoľkých minútach sa môže objaviť ostrá bolesť a chemické poleptanie. Kyselina fluorovodíková je veľmi škodlivá pre životné prostredie.

Kyselina chlorovodíková

HCl je chlorovodík a je to silná kyselina. Chlorovodík si zachováva vlastnosti kyselín patriacich do skupiny silných kyselín. Kyselina je priehľadná a bezfarebná, ale na vzduchu dymí. Chlorovodík je široko používaný v metalurgickom a potravinárskom priemysle.

Táto kyselina spôsobuje chemické popáleniny, no obzvlášť nebezpečné je dostať sa do očí.

Kyselina fosforečná

Kyselina fosforečná (H 3 PO 4) je svojimi vlastnosťami slabá kyselina. Ale aj slabé kyseliny môžu mať vlastnosti silných. Napríklad H 3 PO 4 sa v priemysle používa na obnovu železa z hrdze. Okrem toho je kyselina fosforečná (alebo ortofosforečná) široko používaná v poľnohospodárstve - vyrába sa z nej veľa rôznych hnojív.

Vlastnosti kyselín sú veľmi podobné – takmer každá z nich je pre ľudský organizmus veľmi škodlivá, H 3 PO 4 nie je výnimkou. Napríklad táto kyselina tiež spôsobuje ťažké chemické popáleniny, krvácanie z nosa a odlupovanie zubov.

Kyselina uhličitá

H 2 CO 3 je slabá kyselina. Získava sa rozpustením CO 2 (oxid uhličitý) v H 2 O (voda). Kyselina uhličitá sa používa v biológii a biochémii.

Hustota rôznych kyselín

Hustota kyselín zaujíma dôležité miesto v teoretickej a praktické časti chémia. Vďaka znalosti hustoty môžete určiť koncentráciu konkrétnej kyseliny, vyriešiť problémy s chemickým výpočtom a pridať správne množstvo kyseliny na dokončenie reakcie. Hustota akejkoľvek kyseliny sa mení v závislosti od koncentrácie. Napríklad, čím vyššie je percento koncentrácie, tým vyššia je hustota.

Všeobecné vlastnosti kyselín

Absolútne všetky kyseliny sú (to znamená, že pozostávajú z niekoľkých prvkov periodickej tabuľky) a vo svojom zložení nevyhnutne zahŕňajú H (vodík). Ďalej sa pozrieme na to, ktoré sú bežné:

1. Všetky kyseliny obsahujúce kyslík (v ktorých vzorci je prítomný O) tvoria pri rozklade vodu a tiež bezkyslíkaté sa rozkladajú na jednoduché látky(napríklad 2HF sa rozkladá na F2 a H2).
2. Oxidujúce kyseliny reagujú so všetkými kovmi v sérii aktivity kovov (iba s tými, ktoré sa nachádzajú naľavo od H).
3. Interagujú s rôznymi soľami, ale len s tými, ktoré boli tvorené ešte slabšou kyselinou.

Podľa ich vlastných fyzikálne vlastnosti kyseliny sa od seba výrazne líšia. Koniec koncov, môžu mať zápach alebo nie, a tiež byť v rôznych rôznych stavov agregácie: kvapalné, plynné a dokonca pevné. Tuhé kyseliny sú veľmi zaujímavé na štúdium. Príklady takýchto kyselín: C2H204 a H3BO3.

Koncentrácia

Koncentrácia je hodnota, ktorá určuje kvantitatívne zloženie akéhokoľvek roztoku. Napríklad chemici často potrebujú určiť, koľko čistej kyseliny sírovej je prítomnej v zriedenej kyseline H2SO4. Za týmto účelom nalejú malé množstvo zriedenej kyseliny do odmerky, odvážia ju a určia koncentráciu pomocou tabuľky hustoty. Koncentrácia kyselín úzko súvisí s hustotou, často sa pri určovaní koncentrácie vyskytujú problémy s výpočtom, pri ktorých je potrebné určiť percento čistej kyseliny v roztoku.

Klasifikácia všetkých kyselín podľa počtu atómov H v ich chemickom vzorci

Jednou z najpopulárnejších klasifikácií je rozdelenie všetkých kyselín na jednosýtne, dvojsýtne a podľa toho na trojsýtne kyseliny. Príklady jednosýtnych kyselín: HNO 3 (dusičná), HCl (chlorovodíková), HF (fluorovodíková) a iné. Tieto kyseliny sa nazývajú jednosýtne, keďže obsahujú iba jeden atóm H. Takýchto kyselín je veľa, nedá sa zapamätať úplne každú. Musíte si len pamätať, že kyseliny sú klasifikované podľa počtu atómov H v ich zložení. Dvojsýtne kyseliny sú definované podobne. Príklady: H 2 SO 4 (sírová), H 2 S (sírovodík), H 2 CO 3 (uhlie) a iné. Trojsýtna: H3P04 (fosforečná).

Základná klasifikácia kyselín

Jednou z najpopulárnejších klasifikácií kyselín je ich rozdelenie na kyslík obsahujúce a bezkyslíkaté. Ako si bez znalosti chemického vzorca látky zapamätať, že ide o kyselinu obsahujúcu kyslík?

Všetkým bezkyslíkatým kyselinám chýba dôležitý prvok O - kyslík, ale obsahujú H. Preto sa k ich názvu vždy viaže slovo „vodík“. HCl je H2S - sírovodík.

Ale môžete tiež napísať vzorec založený na názvoch kyselín obsahujúcich kyseliny. Napríklad, ak je počet atómov O v látke 4 alebo 3, potom sa k názvu vždy pridá prípona -n-, ako aj koncovka -aya-:

• H 2 SO 4 - síra (počet atómov - 4);
• H 2 SiO 3 - kremík (počet atómov - 3).

Ak má látka menej ako tri atómy kyslíka alebo tri, potom sa v názve používa prípona -ist-:

• HNO 2 - dusíkatá;
• H 2 SO 3 - sírová.

Všeobecné vlastnosti

Všetky kyseliny chutia kyslo a často jemne kovovo. Existujú však aj ďalšie podobné vlastnosti, ktoré teraz zvážime.

Existujú látky nazývané indikátory. Indikátory menia svoju farbu, alebo farba zostáva, ale mení sa jej odtieň. K tomu dochádza, keď sú indikátory ovplyvnené inými látkami, napríklad kyselinami.

Príkladom zmeny farby je taký známy produkt ako čaj a kyselina citrónová. Keď sa do čaju pridá citrón, čaj sa postupne začne citeľne rozjasňovať. Je to spôsobené tým, že citrón obsahuje kyselinu citrónovú.

Sú aj iné príklady. Lakmus, ktorý má v neutrálnom prostredí po pridaní fialovú farbu kyseliny chlorovodíkovej zmení farbu na červenú.

Keď sú napätia v sérii napätia pred vodíkom, uvoľňujú sa bubliny plynu - H. Ak sa však kov, ktorý je v sérii napätia po H, umiestni do skúmavky s kyselinou, potom nedôjde k žiadnej reakcii, nedôjde k žiadnej vývoj plynu. Meď, striebro, ortuť, platina a zlato teda nereagujú s kyselinami.

V tomto článku sme preskúmali najznámejšie chemické kyseliny, ako aj ich hlavné vlastnosti a rozdiely.

Dovoľte mi v krátkosti pripomenúť na konkrétnych príkladoch, ako by sa soli mali správne nazývať.

Príklad 1. Soľ K 2 SO 4 je tvorená zvyškom kyseliny sírovej (SO 4) a kovom K. Soli kyseliny sírovej sa nazývajú sírany. K 2 SO 4 - síran draselný.

Príklad 2. FeCl 3 - soľ obsahuje železo a zvyšok kyseliny chlorovodíkovej (Cl). Názov soli: chlorid železitý. Poznámka: v tomto prípade musíme kov nielen pomenovať, ale aj označiť jeho mocnosť (III). V predchádzajúcom príklade to nebolo potrebné, pretože valencia sodíka je konštantná.

Dôležité: názov soli by mal označovať mocnosť kovu iba vtedy, ak má kov premenlivú mocnosť!

Príklad 3. Ba(ClO) 2 - soľ obsahuje bárium a zvyšok kyseliny chlórnej (ClO). Názov soli: chlórnan bárnatý. Valencia kovu Ba vo všetkých jeho zlúčeninách je dve, nie je potrebné ju uvádzať.

Príklad 4. (NH4)2Cr207. Skupina NH 4 sa nazýva amónium, valencia tejto skupiny je konštantná. Názov soli: dvojchróman amónny (dvojchróman).

Vo vyššie uvedených príkladoch sme sa stretli len s tzv. stredné alebo normálne soli. Kyslé, zásadité, podvojné a komplexné soli, soli organických kyselín tu nebudeme rozoberať.

Ak vás zaujíma nielen názvoslovie solí, ale aj spôsoby ich prípravy a chemické vlastnosti, odporúčam vám pozrieť si príslušné časti chemickej referenčnej knihy: "

Kyseliny možno klasifikovať na základe rôznych kritérií:

1) Prítomnosť atómov kyslíka v kyseline

2) Kyslá zásaditosť

Zásaditosť kyseliny je počet „pohyblivých“ atómov vodíka v jej molekule, ktoré sa pri disociácii môžu odštiepiť od molekuly kyseliny vo forme katiónov vodíka H + a tiež nahradiť atómami kovu:

4) Rozpustnosť

5) Stabilita

7) Oxidačné vlastnosti

Chemické vlastnosti kyselín

1. Schopnosť disociovať

Kyseliny disociujú vo vodných roztokoch na vodíkové katióny a zvyšky kyselín. Ako už bolo spomenuté, kyseliny sa delia na dobre disociujúce (silné) a nízkodisociujúce (slabé). Pri písaní disociačnej rovnice pre silné jednosýtne kyseliny sa používa buď jedna šípka smerujúca doprava () alebo znamienko rovnosti (=), čo ukazuje virtuálnu nezvratnosť takejto disociácie. Napríklad disociačná rovnica pre silnú kyselinu chlorovodíkovú môže byť napísaná dvoma spôsobmi:

alebo v tejto forme: HCl = H + + Cl -

alebo takto: HCl → H + + Cl -

Smer šípky nám v skutočnosti hovorí, že opačný proces spájania vodíkových katiónov s kyslými zvyškami (asociácia) sa v silných kyselinách prakticky nevyskytuje.

Ak chceme napísať disociačnú rovnicu slabej monoprotickej kyseliny, musíme v rovnici použiť namiesto znamienka dve šípky. Tento znak odráža reverzibilitu disociácie slabých kyselín - v ich prípade je reverzný proces kombinovania katiónov vodíka s kyslými zvyškami výrazne výrazný:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Viacsýtne kyseliny disociujú postupne, t.j. Vodíkové katióny nie sú oddelené od svojich molekúl súčasne, ale jeden po druhom. Z tohto dôvodu je disociácia takýchto kyselín vyjadrená nie jednou, ale niekoľkými rovnicami, ktorých počet sa rovná zásaditosti kyseliny. Napríklad k disociácii trojsýtnej kyseliny fosforečnej dochádza v troch krokoch so striedavou separáciou katiónov H+:

H3PO4H+ + H2PO4 —

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

HPO 4 2- H++ PO 4 3-

Treba poznamenať, že každá nasledujúca fáza disociácie sa vyskytuje v menšom rozsahu ako predchádzajúca. To znamená, že molekuly H3PO4 disociujú lepšie (vo väčšej miere) ako ióny H2PO4-, ktoré zasa disociujú lepšie ako ióny HPO42-. Tento jav je spojený so zvýšením náboja kyslých zvyškov, v dôsledku čoho sa zvyšuje sila väzby medzi nimi a kladnými iónmi H +.

Z viacsýtnych kyselín je výnimkou kyselina sírová. Pretože táto kyselina dobre disociuje v oboch fázach, je dovolené napísať rovnicu jej disociácie v jednej fáze:

H2SO4 2H++ + SO42-

2. Interakcia kyselín s kovmi

Siedmym bodom v klasifikácii kyselín sú ich oxidačné vlastnosti. Bolo uvedené, že kyseliny sú slabé oxidačné činidlá a silné oxidačné činidlá. Prevažná väčšina kyselín (takmer všetky okrem H 2 SO 4 (konc.) a HNO 3) sú slabé oxidačné činidlá, pretože svoju oxidačnú schopnosť môžu prejavovať len vďaka vodíkovým katiónom. Takéto kyseliny môžu oxidovať iba tie kovy, ktoré sú v sérii aktivít naľavo od vodíka a produkty tvoria soľ zodpovedajúceho kovu a vodíka. Napríklad:

H2S04 (zriedená) + Zn ZnSO4 + H2

2HCl + Fe FeCl2 + H2

Čo sa týka silných oxidačných kyselín, t.j. H 2 SO 4 (konc.) a HNO 3, potom je zoznam kovov, na ktoré pôsobia, oveľa širší a zahŕňa všetky kovy pred vodíkom v rade aktivít a takmer všetko po ňom. To znamená, že napríklad koncentrovaná kyselina sírová a kyselina dusičná s akoukoľvek koncentráciou oxidujú aj kovy s nízkou aktivitou, ako je meď, ortuť a striebro. Interakcia kyseliny dusičnej a koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi, ako aj niektorými ďalšími látkami, vzhľadom na ich špecifickosť, bude diskutovaná samostatne na konci tejto kapitoly.

3. Interakcia kyselín so zásaditými a amfotérnymi oxidmi

Kyseliny reagujú so zásaditými a amfotérnymi oxidmi. Kyselina kremičitá, keďže je nerozpustná, nereaguje s nízkoaktívnymi zásaditými oxidmi a amfotérnymi oxidmi:

H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H20

6HN03 + Fe203 2Fe(N03)3 + 3H20

H2Si03 + FeO ≠

4. Interakcia kyselín so zásadami a amfotérnymi hydroxidmi

HCl + NaOH H20 + NaCl

3H2S04 + 2Al(OH)3Al2(S04)3 + 6H20

5. Interakcia kyselín so soľami

K tejto reakcii dochádza, ak sa vytvorí zrazenina, plyn alebo výrazne slabšia kyselina ako tá, ktorá reaguje. Napríklad:

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

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H20

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Špecifické oxidačné vlastnosti dusičnej a koncentrovanej kyseliny sírovej

Ako bolo uvedené vyššie, kyselina dusičná v akejkoľvek koncentrácii, ako aj kyselina sírová výlučne v koncentrovanom stave, sú veľmi silné oxidačné činidlá. Najmä na rozdiel od iných kyselín oxidujú nielen kovy, ktoré sa nachádzajú pred vodíkom v rade aktivít, ale aj takmer všetky kovy po ňom (okrem platiny a zlata).

Sú napríklad schopné oxidovať meď, striebro a ortuť. Treba však pevne pochopiť, že množstvo kovov (Fe, Cr, Al) napriek tomu, že sú dosť aktívne (dostupné pred vodíkom), nereagujú s koncentrovanou HNO 3 a koncentrovanou H 2 SO 4 bez toho, aby zahrievanie v dôsledku javu pasivácie - na povrchu takýchto kovov sa vytvára ochranný film z pevných oxidačných produktov, ktorý neumožňuje molekulám koncentrovanej kyseliny sírovej a koncentrovanej kyseliny dusičnej preniknúť hlboko do kovu, aby došlo k reakcii. Pri silnom zahrievaní však reakcia stále prebieha.

V prípade interakcie s kovmi sú povinnými produktmi vždy soľ príslušného kovu a použitá kyselina, ako aj voda. Vždy sa izoluje aj tretí produkt, ktorého vzorec závisí od mnohých faktorov, najmä od aktivity kovov, ako aj od koncentrácie kyselín a od reakčnej teploty.

Vysoká oxidačná schopnosť koncentrovaných kyselín sírových a koncentrovaných dusičných umožňuje reagovať nielen prakticky so všetkými kovmi radu aktivít, ale aj s mnohými pevnými nekovmi, najmä s fosforom, sírou a uhlíkom. Nižšie uvedená tabuľka jasne ukazuje produkty interakcie kyseliny sírovej a dusičnej s kovmi a nekovmi v závislosti od koncentrácie:

7. Redukčné vlastnosti bezkyslíkatých kyselín

Všetky bezkyslíkaté kyseliny (okrem HF) môžu vykazovať redukčné vlastnosti v dôsledku chemického prvku obsiahnutého v anióne pôsobením rôznych oxidačných činidiel. Napríklad všetky halogenovodíkové kyseliny (okrem HF) sú oxidované oxidom manganičitým, manganistanom draselným a dvojchrómanom draselným. V tomto prípade sa halogenidové ióny oxidujú na voľné halogény:

4HCl + Mn02 MnCl2 + Cl2 + 2H20

18HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H20 + 5Br2

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

Zo všetkých halogenovodíkových kyselín má kyselina jodovodíková najväčšiu redukčnú aktivitu. Na rozdiel od iných halogenovodíkových kyselín ho môže oxidovať aj oxid železitý a soli.

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

2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I2 ↓ + 2HCl

Vysokú redukčnú aktivitu má aj kyselina sírovodík H 2 S. Dokonca aj oxidačné činidlo, ako je oxid siričitý, ju môže oxidovať.