Металлы и концентрированная серная кислота

Обновлено: 02.05.2024

ОВР в статье специально выделены цветом. Обратите на них особое внимание. Эти уравнения могут попасться в ЕГЭ.

Разбавленная серная ведет себя, как и остальные кислоты, окислительные свои возможности прячет:

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑

Автор статьи — Саид Лутфуллин

И еще, что надо помнить про разбавленную серную кислоту : она не реагирует со свинцом . Кусок свинца, брошенный в разбавленную H2SO4 покрывается слоем нерастворимого (см. таблицу растворимости) сульфата свинца и реакция моментально прекращается.

Окислительные свойства серной кислоты

Концентрированная серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, не летучая, не имеет вкуса и запаха

За счет серы в степени окисления +6(высшей) серная кислота приобретает сильные окислительные свойства.

Правило для задания 24 (по-старому А24) при приготовлении растворов серной кислоты никогда нельзя в нее лить воду. Концентрированую серную кислоту нужно тонкой струйкой вливать в воду, постоянно помешивая.

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами

Эти реакции строго стандартизированны и идут по схеме:

H2SO4(конц.) + металл → сульфат металла + H2O + продукт восстановленной серы.

Есть два нюанса:

1) Алюминий, железо и хром с H2SO4 (конц) в нормальных условиях не реагируют, из-за пассивации. Нужно нагреть.

2) С платиной и золотом H2SO4 (конц) не реагирует вообще.

Сера в концентрированной серной кислоте – окислитель

значит, сама будет восстанавливаться;
то, до какой степени окисления будет восстанавливаться сера, зависит от металла.

Рассмотрим диаграмму степеней окисления серы:

До -2 серу могут восстановить только очень активные металлы — в ряду напряжений до алюминия включительно.

Реакции будут идти вот так:

при взаимодействии H2SO4 (конц) с металлами в ряду напряжений после алюминия, но до железа, то есть с металлами со средней активностью сера восстанавливается до 0:

все остальные металлы, начиная с железа в ряду напряжений (включая те, что после водорода, кроме золота и платины, конечно), могут восстановить серу только до +4. Так как это малоактивные металлы:

(обратите внимание, что железо окисляется до +3, до максимально возможной, высшей степени окисления, так как оно имеет дело с сильным окислителем)

Конечно, все относительно. Глубина восстановления будет зависеть от многих факторов: концентрации кислоты (90%, 80%, 60%), температуры и т.д. Поэтому совсем уж точно предсказать продукты нельзя. Приведенная выше таблица тоже имеет свой процент приблизительности, но пользоваться ей можно. Еще необходимо помнить, что в ЕГЭ, когда продукт восстановленной серы не указан, и металл не отличается особой активностью, то, скорее всего, составители имеют в виду SO ₂. Нужно смотреть по ситуации и искать зацепки в условиях.

SO ₂– это вообще частый продукт ОВР с участием конц. серной кислоты.

H2SO4 (конц) окисляет некоторые неметаллы (которые проявляют восстановительные свойства), как правило, до максимальной — высшей степени окисления (образуется оксид этого неметалла). Сера при этом тоже восстанавливается до SO ₂:

Свежеобразованный оксид фосфора ( V ) реагирует с водой, получается ортофосфорная кислота. Поэтому реакцию записывают сразу:

То же самое с бором, он превращается в ортоборную кислоту:

Очень интересны взаимодействие серы со степенью окисления +6 (в серной кислоте) с «другой» серой (находящейся в другом соединении). В рамках ЕГЭ рассматривается взаимодействиеH2SO4 (конц) с серой (простым веществом) и сероводородом.

Начнем с взаимодействия серы (простого вещества) с концентрированной серной кислотой. В простом веществе степень окисления 0, в кислоте +6. В этой ОВР сера +6 будет окислять серу 0. Посмотрим на диаграмму степеней окисления серы:

Сера 0 будет окисляться, а сера +6 будет восстанавливаться, то есть понижать степень окисления. Будет выделяться сернистый газ:

Но в случае с сероводородом:

Образуется и сера (простое вещество), и сернистый газ:

Этот принцип часто может помочь в определении продукта ОВР, где окислитель и восстановитель – один и тот же элемент, в разных степенях окисления. Окислитель и восстановитель «идут навстречу друг другу» по диаграмме степеней окисления.

H2SO4 (конц) , так или иначе, взаимодействует с галогенидами. Только вот тут надо понимать, что фтор и хлор – «сами с усами» и с фторидами и хлоридами ОВР не протекает, проходит обычный ионно-обменный процесс, в ходе которого образуется газообразный галогеноводород:

А вот галогены в составе бромидов и иодидов (как и в составе соответствующих галогеноводородов) окисляются ей до свободных галогенов. Только вот сера восстанавливается по-разному: иодид является более cильным восстановителем, чем бромид. Поэтому иодид восстанавливает серу до сероводорода, а бромид до сернистого газа:

Хлороводород и фтороводород (как и их соли) устойчивы к окисляющему действию H2SO4 (конц).

И наконец, последнее: для концентрированной серной кислоты это уникально, больше никто так не может. Она обладает водоотнимающим свойством .

Это позволяет использовать концентрированную серную кислоту самым разным образом:

Во-первых, осушение веществ. Концентрированная серная кислота забирает воду от вещества и оно «становится сухим».

Во-вторых, катализатор в реакциях, в которых отщепляется вода (например, дегидратация и этерификация):

Серная кислота

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
Очистка полученного газа от примесей.
Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO₃):

температура: оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным выходом SO₃ является температура 400-500 о С. Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор – оксид ванадия (V) V₂O₅.
давление: прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов. Для смещения равновесия вправо процесс проводят при повышенном давлении.

Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H₂SO₄·nSO₃.

Общие научные принципы химического производства:

Непрерывность.
Противоток
Катализ
Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
Теплообмен
Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄ – ⇄ H + + SO₄ 2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Или с силикатом натрия:

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:

4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например , серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄ ↓ + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

Серная кислота - сильная двухосновная кислота, при н.у. маслянистая жидкость без цвета и запаха.

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

Замечу, что существует олеум - раствор SO₃ в безводной серной кислоте, дымящее жидкое или твердое вещество. Олеум применяется при изготовлении красителей, органическом синтезе и в производстве серной кислот.

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.

Сильная кислота. Реагирует с основными оксидами, основаниями, образуя соли - сульфаты.

KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O (гидросульфат калия, соотношение 1:1 - кислая соль)

2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O (сульфат калия, соотношение 2:1 - средняя соль)

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.

Серная кислота окисляет неметаллы - серу и углерод - соответственно до угольной кислоты (нестойкой) и сернистого газа.

Реакции разбавленной серной кислоты с металлами не составляют никаких трудностей: она реагирует как самая обычная кислота, например HCl. Все металлы, стоящие до водорода, вытесняют из серной кислоты водород, а стоящие после - не реагируют с ней.

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)

Концентрированная серная кислота ведет себя совершенно по-иному. Водород никогда не выделяется, вместо него с активными металлами выделяется H₂S, с металлами средней активности - S, с малоактивными металлами - SO₂.

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.

Иногда в тексте задания даны подсказки. Например, если написано, что выделился газ с неприятным запахом тухлых яиц - речь идет об H₂S, если же написано, что выделилось простое вещество - речь о сере (S).

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.

Металлы и концентрированная серная кислота

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ

Чаще всего в химической практике используются такие сильные кислоты как серная H ₂ SO ₄ , соляная HCl и азотная HNO ₃ . Далее рассмотрим отношение различных металлов к перечисленным кислотам.

Соляная кислота ( HCl )

Соляная кислота – это техническое название хлороводородной кислоты. Получают ее путем растворения в воде газообразного хлороводорода – HCl . Ввиду невысокой его растворимости в воде, концентрация соляной кислоты при обычных условиях не превышает 38%. Поэтому независимо от концентрации соляной кислоты процесс диссоциации ее молекул в водном растворе протекает активно:

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 ↑

При этом соль представляет собой хлорид металла ( NiCl ₂ , CaCl ₂ , AlCl ₃ ), в котором число хлорид-ионов соответствует степени окисления металла.

Соляная кислота является слабым окислителем, поэтому металлы с переменной валентностью окисляются ей до низших положительных степеней окисления:

Fe 0 → Fe 2+

Co 0 → Co 2+

Ni 0 → Ni 2+

Cr 0 → Cr 2+

Mn 0 → Mn 2+ и др .

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl ₃ + 3 H ₂ ↑

2│ Al 0 – 3 e - → Al 3+ - окисление

3│2 H + + 2 e - → H ₂ – восстановление

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:

Pb + 2 HCl → PbCl ₂ ↓ + H ₂ ↑

Серная кислота ( H ₂ SO ₄ )

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:

1│2Al 0 – 6e - → 2Al 3+ - окисление

Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления:

Mn 0 → Mn 2+ и др .

Свинец ( Pb ) не растворяется в серной кислоте (если ее концентрация ниже 80%) , так как образующаяся соль PbSO ₄ нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку.

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:

Практика показала, что при взаимодействии металла с концентрированной серной кислотой выделяется смесь продуктов восстановления, состоящая из H ₂ S , S и SO _2. Однако, один из этих продуктов образуется в преобладающем количестве. Природа основного продукта определяется активностью металла: чем выше активность, тем глубже процесс восстановления серы в серной кислоте.

Взаимодействие металлов различной активности с концентрированной серной кислотой можно представить схемой:

Алюминий ( Al ) и железо ( Fe ) не реагируют с холодной концентрированной H ₂ SO ₄ , покрываясь плотными оксидными пленками, однако при нагревании реакция протекает.

Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt не реагируют с серной кислотой.

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:

Fe 0 → Fe 3+ ,

Cr 0 → Cr 3+ ,

Mn 0 → Mn 4+ ,

Sn 0 → Sn 4+

Свинец ( Pb ) окисляется до двухвалентного состояния с образованием растворимого гидросульфата свинца Pb ( HSO ₄ )₂ .

кислот-окислителей

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:

сильные восстановители восстанавливают серную кислоту до H2S,
слабые — до SO2,
восстановители средней активности – до S.

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:

Активные металлы восстанавливают серную кислоту до H2S:

Металлы средней активности восстанавливают серную кислоту до S:

Малоактивные металлы восстанавливают серную кислоту до SO2:

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:

Активность металла – чем активнее, тем глубже идет восстановление.
Концентрация кислоты – разбавленная кислота восстанавливается глубже.

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:

Реакции могут быть либо окислительно-восстановительными, либо обменными.
Помним, что фториды (F–) и хлориды (Cl–) – восстановители плохие, если быть точнее, то никакие. А бромиды (Br–) и иодиды (I–) – хорошие восстановители.
HF – слабая кислота, HCl, HBr, HI – сильные.

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.

Читайте также: