doc металл кислота и др. Размер: 50 кБ

Кислотно-основное взаимодействие и взаимодействие металлов с кислотами
CuO+ NaOH
Al2O3+ HCl
FeO+ H2SO4
MgO+ SO3
Fe(OH)3+ H2SO4
Fe(OH)3+ NaOH
Cu+ HNO3(р)
Ag+ HNO3(к)
Fe+ H2SO4 (р)
Mg+ H2SO4 (к)
Fe+ H2SO4 (к)
CaO+ N2O3
FeO+ HСl
NaOH+ SiO2
СO2 + H2SO4
Al(OH)3+HNO3
Al(OH)3+ KOH
Zn+ HNO3( оч.р)
Cu+ HСl
Mg+ H2SO4 (р)
Сu + H2SO4 (к)
Al+ HNO3 (к)
SiO2+H2O
Mg(OH)2+ HNO3
ZnO + H2SO4
ZnO+ KOH
Cr2O3+HNO3
Cr2O3+ KOH
Cu+ HNO3(к)
Mg+ HNO3(к)
Zn + H2SO4 (к)
Ag+HCl
Cr+HNO3 (к)
SiO2+ KOH
BeO +NaOH
Ca(OH)2+CO2
BeO + HCl
CuO + H2O
CuO+ HNO3
Fe +HCl
Cu+ H2SO4 (р)
Al+HCl
Fe+ H2SO4 (р)
Cu+ HNO3(к)
Все эти реакции разместить в следующие таблицы
Эти реакции не идут
В этих реакциях всегда образуется соль
кислотно-основное взаимодействие
Соль + вода
Соль
взаимодействие металлов с кислотами
Соль+ водород
Соль + не водород
НЕМНОГО ТЕОРИИ:
Реакции с изменением степени окисления (ОВР).
Взаимодействие простых веществ:
Например, реакции горения металлов:
2Mg+О2→2MgO
или неметаллов: С+О2→ CO2
Взаимодействие кислот с металлами
Например, реакции взаимодействия Mg, Zn, Al, Fe, Cr, Cu, Ag со следующими кислотами:
HCl, H2SO4(р), H2SO4(к), HNO3(р), HNO3(к)
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода отдают электроны любой кислоте, при этом образуется соль данного металла
и какой-то продукт восстановления:
водород, если кислота окисляет ионом водорода HCl, H2SO4(разб.),CH3COOH, H3PO4 и т.д.
соединения серы: SO2, S, H2S если это H2SO4(к),
соединения азота: NO2, NO, N2 , NН4NO3 ,если это HNO3(к) или HNO3(р),
Чем более концентрирована кислота, тем меньше электронов достаётся азоту и меньше изменяется его степень окисления.
Обычно восстановление серы проходит до +4 (SO2 ) , а азота до +2 или +4 (NO, NO2), но наиболее активные металлы
восстанавливают и глубже:
Mg,Zn,Al + HNO3(р) → нитрат+ NH4NO3(N2)
Mg,Zn + HNO3(к) → нитрат+ (NO2, N2O, N2)
Mg,Zn,Al + H2SO4(к) → сульфат+H2S(S)
Пример: Взаимодействие Fe и Cr с кислотами:
Поскольку железо (и хром) находится в ряду напряжений металлов до водорода, то оно окисляется кислотами, в которых элементом-окислителем
является водород. При этом железо(и хром) окисляется до +2, т.к. Н+ - слабый окислитель:
Fe + 2HСl→ FeСl2 + H2
Fe + H2SO4(р) → FeSO4+ H2
Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют алюминий, железо(и хром) на холоде. При нагревании взаимодействие идёт по
уравнениям:
Fe + H2SO4(к,t0) → Fe2(SO4)3+ SO2+ H2O
Fe + HNO3(к,t0) → Fe(NO3)3+NO+ H2O
Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода не отдают свои электроны иону водорода, а значит не могут быть окислены
HCl, H2SO4(р),CH3COOH, H3PO4 . Такие металлы окисляются H2SO4(к), HNO3(р), HNO3(к)
Например:
Cu+H2SO4 (к) → CuSO4+SO2+H2O
Cu + HNO3(к) → Cu(NO3)2+NO2+H2O
Cu + HNO3(р) → Cu(NO3)2+NO+H2O
Кислотно-основное взаимодействие (без
изменением степени окисления) .
Кислоты и кислотные оксиды реагируют с основаниями и основными оксидами, при этом образуется соль и вода:
НСl + NaOH
H2SO4 + BaO
SO2 + NaOH
(или только соль, если взаимодействуют два оксида, например: SO2 + BaO)
Амфотерность (взаимодействие некоторых оксидов и гидроксидов с сильными кислотами, и со щелочами).
Задание: докажите амфотерный характер свойств оксидов и гидроксидов цинка, алюминия, бериллия, хрома(III).
На примере гидроксида цинка:
В реакциях с кислотами Zn(OH)2 проявляет основные свойства
Молекулярное уравнение:
Zn(OH)2↓ +2HCl ↔ ZnCl2 +2H2O
Сокращённое ионное уравнение:
Zn(OH)2↓ +2H+ ↔ Zn2+ +2H2O
В реакциях со щелочами Zn(OH)2 проявляет кислотные свойства
Zn(OH)2 + 2NaOH →Na2ZnO2 + 2H2O