Mijiedarbojoties sālsskābe un atšķaidīta sērskābe ar metāliem oksidētājs ir ūdeņraža jons H. Tāpēc tie mijiedarbojas ar metāliem spriegumu virknē līdz ūdeņradim. Šajā gadījumā veidojas sāls un izdalās ūdeņradis:

Mainīgas valences metāli ar mainīgu oksidācijas pakāpi tiek oksidēti ar sālsskābi un atšķaidītu sērskābi, kā likums, lai pazeminātu oksidācijas pakāpi, piemēram:

Svins praktiski nesadarbojas ar sālsskābi un atšķaidītu sērskābi, jo uz tā virsmas veidojas blīva nešķīstoša hlorīda vai svina (II) sulfāta plēve.

AT koncentrēta sērskābe Oksidētājs ir sulfāga joni, kuros sērs ir +6 oksidācijas stāvoklī. Metāla oksidēšana sērskābe tiek reducēts par sērūdeņradi, sēru un sēra oksīdu (IV).

Koncentrētai sērskābei mijiedarbojoties ar aktīvajiem metāliem, veidojas sāls, ūdens un galvenokārt sērūdeņradis:

Zemi aktīvie metāli koncentrētu sērskābi reducē galvenokārt līdz Hb, piemēram:

un vidējas aktivitātes metāli - galvenokārt līdz sēram:

Koncentrēta H2C^ mainīgas valences metāli parasti tiek oksidēti līdz augstākajai oksidācijas pakāpei, piemēram:

Cēlmetāli nekādā gadījumā nereaģē ar koncentrētu sērskābi. Daži metāli (A1, Fe, Cr, N1, TC V u.c.) normālos apstākļos nesadarbojas ar koncentrētu sērskābi (pasivējas), bet mijiedarbojas karsējot.

liels praktiskā vērtība ir dzelzs pasivēšana: koncentrētu sērskābi var uzglabāt traukos, kas izgatavoti no parasta neleģēta tērauda.

Svins reaģē ar koncentrētu sērskābi, veidojot šķīstošu skābes sāli (hidrosāli), sēra oksīdu (IV) un ūdeni:

AT slāpekļskābe, neatkarīgi no tā koncentrācijas, oksidētājs ir nitrātu joni NO, kas satur slāpekli oksidācijas stāvoklī +5. Tāpēc slāpekļskābe neizdala ūdeņradi. Slāpekļskābe oksidē visus, izņemot neaktīvos (cēl)metālus. Šajā gadījumā veidojas sāls, ūdens un slāpekļa reducēšanās produkti (+5): 1CHN 4 MO3, N 2, N20, N0, HN0 2, N0 2. Brīvais amonjaks neizdalās, jo tas mijiedarbojas ar slāpekļskābi, veidojot amonija nitrātu:

Kad metāli mijiedarbojas ar koncentrēta slāpekļskābe(30-60% HNO3) HNO3 reducēšanās produkts pārsvarā ir slāpekļa oksīds (IV), neatkarīgi no metāla veida, piemēram:

Mainīgas valences metāli, mijiedarbojoties ar koncentrētu slāpekļskābi, tiek oksidēti līdz augstākajai oksidācijas pakāpei. Šajā gadījumā tie metāli, kas ir oksidēti līdz oksidācijas pakāpei +4 un augstāk, veido skābes vai oksīdus. Piemēram:

Alumīnijs, hroms, dzelzs, niķelis, kobalts, titāns un daži citi metāli tiek pasivēti koncentrētā slāpekļskābē. Pēc apstrādes ar slāpekļskābi šie metāli nesadarbojas ar citām skābēm.

Kad metāli mijiedarbojas ar atšķaidīta slāpekļskābe tā samazināšanas produkts ir atkarīgs no metāla reducējošām īpašībām: jo aktīvāks metāls, jo vairāk tas tiek samazināts Slāpekļskābe.

Aktīvie metāli atšķaidīto slāpekļskābi samazina līdz maksimumam, t.i. veidojas sāls, ūdens un NH 4 NOz, piemēram:

Mijiedarbojoties ar atšķaidītu slāpekļskābi, vidējas aktivitātes metāli veido sāli, ūdeni un slāpekli vai N2O, piemēram:

Atšķaidītai slāpekļskābei mijiedarbojoties ar zemas aktivitātes metāliem, veidojas sāls, ūdens un slāpekļa oksīds (II), piemēram:

Bet reakcijas vienādojumi šajos piemēros ir nosacīti, jo patiesībā tiek iegūts slāpekļa savienojumu maisījums, un jo augstāka ir metāla aktivitāte un zemāka skābes koncentrācija, jo zemāka ir slāpekļa oksidācijas pakāpe produktā, kas veidojas. vairāk nekā citi.

Karaliskais degvīns ir koncentrētas slāpekļskābes un sālsskābes maisījums. To izmanto zelta, platīna un citu dārgmetālu oksidēšanai un šķīdināšanai. Sālsskābe ūdens regijā tiek izlietota, veidojot kompleksu oksidētā metāla savienojumu. Zelta un platīna reakcijas vienādojumi ar ūdens regiju ir uzrakstīti šādi:

Dažos mācību līdzekļi ir vēl viens izskaidrojums cēlmetālu mijiedarbībai ar aqua regia. Tiek uzskatīts, ka šajā maisījumā starp HNO3 un HC1 notiek cēlmetālu katalizēta reakcija, kurā slāpekļskābe oksidē sālsskābi saskaņā ar vienādojumu:

Nitrozilhlorīds NOCI ir trausls un sadalās saskaņā ar vienādojumu:

Metāla oksidētājs izdalīšanās brīdī ir atomu (t.i., ļoti aktīvs) hlors. Tāpēc ūdens regija mijiedarbības ar metāliem produkti ir sāls (hlorīds), ūdens un slāpekļa oksīds (II):

un kompleksie savienojumi veidojas sekojošās reakcijās kā sekundārie produkti:

skābes– savienojumi, kas, savienojoties ar ūdeni, veidojas kā katjoni tikai H + joni (vai H 3 O +).

Pēc to šķīdības ūdenī skābes var iedalīt šķīstošs un nešķīstošs . Dažas skābes sadalās spontāni un praktiski nepastāv ūdens šķīdumā. (nestabils) . Jūs varat lasīt vairāk par skābju klasifikāciju.

Skābju iegūšana

1. Mijiedarbība skābie oksīdi ar ūdeni. Tajā pašā laikā normālos apstākļos tikai tie oksīdi, kas atbilst skābekļa šķīstošā skābe.

skābes oksīds + ūdens = skābe

piemēram , sēra (VI) oksīds reaģē ar ūdeni, veidojot sērskābe:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Kurā silīcija (IV) oksīds ar ūdens nereaģē:

SiO 2 + H 2 O ≠

2. Mijiedarbība nemetāli ar ūdeņradi. Tādējādi viņi tikai saņem bezskābekļa skābes.

Nemetāls + ūdeņradis = bezskābekļa skābe

piemēram, hlors reaģē ar ūdeņradis:

H 2 0 + Cl 2 0 → 2H + Cl-

3. Sāļu šķīdumu elektrolīze. Parasti, lai iegūtu skābes, skābes atlikuma veidotos sāļu šķīdumus pakļauj elektrolīzei. skābekli saturošas skābes.Šis jautājums ir sīkāk apspriests rakstā. .

piemēram , vara (II) sulfāta šķīduma elektrolīze:

2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + 2H2SO4 + O2

4. Skābes veidojas mijiedarbības rezultātā citas skābes ar sāļiem. Kurā stiprāka skābe izspiež vājāku.

Piemēram: kalcija karbonāts CaCO 3 (ogļskābes nešķīstošs sāls) var reaģēt ar stiprāku sērskābi.

CaCO 3 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + 2H 2 O + CO 2

5. Skābes var iegūt oksidēšanās oksīdi, citas skābes un nemetāli ūdens šķīdumā ar skābekli vai citiem oksidētājiem.

piemēram, koncentrēta slāpekļskābe oksidē fosforu par fosforskābi:

P + 5HNO 3 → H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

Ķīmiskās īpašības skābes

1. AT ūdens šķīdumi skābes disociēt ūdeņraža katjonos H + un skābju atlikumu anjonos. Šajā gadījumā stiprās skābes sadalās gandrīz pilnībā, bet vājās skābes sadalās daļēji.

piemēram, sālsskābe disociē gandrīz pilnībā:

HCl → H + + Cl –

Precīzāk, ūdens tiek protolizēts, un šķīdumā veidojas hidronija joni:

HCl + H 2 O → H 3 O + + Cl -

Polibazskābes sadalās pakāpeniski.

piemēram, sērskābe disociējas divos posmos:

H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 -

HSO 3 – ↔ H + + SO 3 2–

2. skābes maina krāsuindikators.Skābju ūdens šķīdums traipus lakmuss iekšā sarkans krāsa, metiloranžs iekšā sarkans Krāsa. Fenolftaleīns nemaina krāsu skābju klātbūtnē.

3. skābes reaģē arbāzes un bāzes oksīdi .

Ar nešķīstošās bāzes un to attiecīgie oksīdi mijiedarbojas tikai šķīstošās skābes.

nešķīstoša bāze + šķīstošā skābe = sāls + ūdens

bāzes oksīds + šķīstošā skābe = sāls + ūdens

piemēram, vara (II) hidroksīds mijiedarbojas ar šķīstošo bromūdeņražskābi:

Cu(OH)2 + 2HBr → CuBr2 + 2H2O

Šajā gadījumā vara (II) hidroksīds nesadarbojas ar nešķīstošu silīcijskābi.

Cu(OH) 2 + H 2 SiO 3 ≠

Ar spēcīgas bāzes(sārmi) un tiem atbilstošie oksīdi reaģēt ar jebkuru skābi.

Sārmi mijiedarbojas ar jebkādām skābēm - gan stiprām, gan vājām. . Šajā gadījumā veidojas sāls un ūdens. Šīs reakcijas sauc neitralizācijas reakcijas. Iespējams, izglītība skābes sāls, ja skābe ir daudzbāziska, pie noteiktas reaģentu attiecības vai in liekā skābe. AT lieko sārmu Vidēji veidojas sāls un ūdens:

sārms (pārmērīgs) + skābe \u003d vidējs sāls + ūdens

sārms + daudzbāziskā skābe (pārpalikums) = skābes sāls + ūdens

piemēram, nātrija hidroksīds, mijiedarbojoties ar trīsbāzisku fosforskābi, var veidot 3 veidu sāļus: dihidrofosfāti, fosfāti vai hidrofosfāti.

Šajā gadījumā dihidrofosfāti veidojas skābes pārpalikumā vai reaģentu molārā attiecībā (vielu daudzumu attiecība) 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Ar sārmu un skābes daudzuma molāro attiecību 1: 2 veidojas hidrofosfāti:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

Sārmu pārpalikumā vai pie sārmu un skābes molārās attiecības 3:1 veidojas sārmu metālu fosfāts.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

4. Šķīstošās skābes reaģē aramfoteriskie oksīdi un hidroksīdi.

Šķīstošā skābe + amfoteriskais oksīds = sāls + ūdens

Šķīstošā skābe + amfoteriskais hidroksīds = sāls + ūdens

piemēram , etiķskābe mijiedarbojas ar alumīnija hidroksīdu:

3CH 3 COOH + Al(OH) 3 → (CH 3 COO) 3 Al + 3H 2 O

5. Dažas skābes irspēcīgi reducējoši līdzekļi. Reducētāji ir skābes, ko veido nemetāli minimālā vai vidējais oksidācijas stāvoklis, kas var palielināt to oksidācijas pakāpi (ūdeņraža jods HI, sērskābe H 2 SO 3 utt.).

Piemēram , joda ūdeņradi var oksidēt ar vara(II) hlorīdu:

2HI - + 2Cu +2 Cl 2 → 2HCl + 2Cu + Cl + I 2 0

6. skābes mijiedarbojas arsāļi.

skābes reaģē ar šķīstošiem sāļiem tikai ar nosacījumu, ka kas atrodas reakcijas produktosgāze, ūdens, nogulsnes vai cits vājš elektrolīts . Šīs reakcijas notiek saskaņā ar mehānismu jonu apmaiņa.

Skābe 1 + šķīstošais sāls 1 = sāls 2 + skābe 2 / oksīds + ūdens

piemēram , sālsskābe reaģē ar sudraba nitrātu šķīdumā:

Ag + NO 3 - + H + Cl - → Ag + Cl - ↓ + H + NO 3 -

Skābes reaģē ar nešķīstošie sāļi. Plkstšis stiprākas skābes izspiež vājākās skābes no sāļiem .

piemēram , kalcija karbonāts (ogļskābes sāls), reaģē ar sālsskābi (stiprāku par ogļskābi):

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O + CO 2

5. skābes mijiedarbojas arskābie un bāziskie sāļi.Kurā stiprākas skābes izspiež vājākās no skābiem sāļiem. Or skābie sāļi reaģē ar skābēm, veidojot skābākus sāļus.

skābes sāls 1 + skābe 1 = vidēja sāls 2 + skābe 2 / oksīds + ūdens

piemēram , kālija bikarbonāts reaģē ar sālsskābi, veidojot kālija hlorīdu, oglekļa dioksīds un ūdens:

KHCO 3 + HCl → KCl + CO 2 + H 2 O

Vairāk piemērs : kālija hidrogēnfosfāts reaģē ar fosforskābi, veidojot kālija dihidrogēnfosfātu:

H 3 PO 4 + K 2 HPO 4 → 2 KH 2 PO 4

Mijiedarbojoties bāzes sāļi ar skābēm veidojas vidēji sāļi. Spēcīgākās skābes arī izspiež vājākās no sāļiem.

piemēram , vara (II) hidroksokarbonāts izšķīst sērskābē:

2H 2 SO 4 + (CuOH) 2 CO 3 → 2 CuSO 4 + 3H 2 O + CO 2

Bāzes sāļi var mijiedarboties ar savām skābēm. Šajā gadījumā skābes izspiešana no sāls nenotiek, bet vienkārši veidojas vidēji sāļi.

piemēram , alumīnija hidroksohlorīds mijiedarbojas ar sālsskābi:

Al (OH) Cl 2 + HCl → AlCl 3 + H 2 O

6. skābes mijiedarbojas armetāli.

Šajā gadījumā notiek oksidācijas-reducēšanās reakcija. Tomēr minerālskābes un oksidējošās skābes mijiedarboties atšķirīgi.

Uz minerālskābes ietver sālsskābi HCl, atšķaidītu sērskābi H 2 SO 4, fosforskābi H 3 PO 4, fluorūdeņražskābi HF, bromūdeņražskābi HBr un jodūdeņražskābi HI.

Šīs skābes mijiedarbojas tikai ar metāliem, kas atrodas aktivitāšu virknē līdz ūdeņradim:

Kad minerālskābes reaģē ar metāliem, tās veidojas sāls un ūdeņradis:

minerālskābe + metāls \u003d sāls + H 2

piemēram , dzelzs mijiedarbojas ar sālsskābi, veidojot dzelzs (II) hlorīdu:

Fe + 2H + Cl → Fe +2 Cl 2 + H 2 0

Sērūdeņražskābe H 2 S, ogles H 2 CO 3, sērskābe H 2 SO 3 un silīcijs H 2 SiO 3 ar metāliem nesadarboties.

Oksidējošās skābes(jebkuras koncentrācijas slāpekļskābe HNO 3 un koncentrēta sērskābe H 2 SO 4 (konc.)), mijiedarbojoties ar metāliem neveido ūdeņradi, jo Oksidētājs nav ūdeņradis, bet slāpeklis vai sērs. Slāpekļskābes vai sērskābes reducēšanas produkti ir dažādi. Labāk tos definēt saskaņā ar īpašiem noteikumiem. Šie noteikumi ir detalizēti apspriesti rakstā. Ļoti iesaku tās apgūt no galvas.

7. Dažas skābes sadalīties kad tiek uzkarsēts.

Oglekļa H 2 CO 3, sērskābes H 2 SO 3 un slāpekļa HNO 2 skābes sadalās spontāni, bez karsēšanas:

H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2

2HNO 2 → NO + H 2 O + NO 2

Silīcija H 2 SiO 3, jodūdeņražskābes karsējot sadalās:

H 2 SiO 3 → H 2 O + SiO 2

2HI → H2 + I2

Slāpekļskābe HNO 3 karsējot vai pakļaujot gaismai, sadalās:

4HNO3 → O2 + 2H2O + 4NO2

Ūdeņraža ķīmiskās īpašības

Normālos apstākļos molekulārais ūdeņradis ir relatīvi neaktīvs, tieši savienojoties tikai ar visaktīvākajiem nemetāliem (ar fluoru un gaismā arī ar hloru). Tomēr, sildot, tas reaģē ar daudziem elementiem.

Ūdeņradis reaģē ar vienkāršām un sarežģītām vielām:

- Ūdeņraža mijiedarbība ar metāliem noved pie sarežģītu vielu - hidrīdu veidošanās, kuru ķīmiskajās formulās metāla atoms vienmēr ir pirmajā vietā:

Augstā temperatūrā ūdeņradis reaģē tieši ar dažiem metāliem(sārmu, sārmzemju un citi), veidojot baltas kristāliskas vielas - metālu hidrīdus (Li H, Na H, KH, CaH 2 utt.):

H2 + 2Li = 2LiH

Metālu hidrīdi viegli sadalās ar ūdeni, veidojot atbilstošu sārmu un ūdeņradi:

Sa H2 + 2H2O \u003d Ca (OH)2 + 2H2

- Kad ūdeņradis mijiedarbojas ar nemetāliem veidojas gaistoši ūdeņraža savienojumi. AT ķīmiskā formula gaistošs ūdeņraža savienojums, ūdeņraža atoms var būt vai nu pirmajā, vai otrajā vietā, atkarībā no atrašanās vietas PSCE (skatiet plāksni slaidā):

1). Ar skābekliŪdeņradis veido ūdeni:

Video "Ūdeņraža sadedzināšana"

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q

Parastā temperatūrā reakcija notiek ārkārtīgi lēni, virs 550 ° C - ar sprādzienu (tiek saukts par maisījumu, kurā ir 2 tilpumi H 2 un 1 tilpums O 2 sprādzienbīstama gāze) .

Video "Sprādzienbīstamas gāzes eksplozija"

Video "Sprādzienbīstama maisījuma sagatavošana un eksplozija"

2). Ar halogēniemŪdeņradis veido ūdeņraža halogenīdus, piemēram:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl

Ūdeņradis eksplodē ar fluoru (arī tumsā un pie -252°C), reaģē ar hloru un bromu tikai tad, kad tiek izgaismots vai karsēts, un ar jodu tikai sildot.

3). Ar slāpekliŪdeņradis reaģē ar amonjaka veidošanos:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

tikai uz katalizatora un paaugstinātā temperatūrā un spiedienā.

4). Sildot, ūdeņradis enerģiski reaģē ar sēru:

H 2 + S \u003d H 2 S (sērūdeņradis),

daudz grūtāk ar selēnu un telūru.

5). ar tīru oglekliŪdeņradis var reaģēt bez katalizatora tikai augstā temperatūrā:

2H2 + C (amorfs) = CH4 (metāns)

- Ūdeņradis nonāk aizvietošanas reakcijā ar metālu oksīdiem , savukārt izstrādājumos veidojas ūdens un samazinās metāls. Ūdeņradis - uzrāda reducētāja īpašības:

Tiek izmantots ūdeņradis daudzu metālu reģenerācijai, jo tas atņem skābekli no to oksīdiem:

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O utt.

Ūdeņraža pielietojums

Video "Ūdeņraža izmantošana"

Pašlaik ūdeņradis tiek ražots milzīgos daudzumos. Ļoti lielu daļu no tā izmanto amonjaka sintēzē, tauku hidrogenēšanā un ogļu, eļļu un ogļūdeņražu hidrogenēšanā. Turklāt sintēzei tiek izmantots ūdeņradis sālsskābes, metilspirts, ciānūdeņražskābe, metālu metināšanā un kalšanā, kā arī kvēlspuldžu un dārgakmeņu ražošanā. Ūdeņradis tiek pārdots balonos ar spiedienu virs 150 atm. Tie ir nokrāsoti tumši zaļā krāsā un tiek piegādāti ar sarkanu uzrakstu "Ūdeņradis".

Ūdeņradi izmanto, lai šķidros taukus pārvērstu cietos taukos (hidrogenēšana), lai ražotu šķidro kurināmo, hidrogenējot ogles un mazutu. Metalurģijā ūdeņradi izmanto kā oksīdu vai hlorīdu reducētāju metālu un nemetālu (germānija, silīcija, gallija, cirkonija, hafnija, molibdēna, volframa utt.) ražošanai.

Ūdeņraža praktiskais pielietojums ir daudzveidīgs: to parasti pilda ar baloniem, ķīmiskajā rūpniecībā tas kalpo par izejvielu daudzu ļoti svarīgu produktu (amonjaka u.c.) ražošanai, pārtikas rūpniecībā - cieto vielu ražošanai. tauki no augu eļļām uc Augstas temperatūras (līdz 2600 °C), ko iegūst, sadedzinot ūdeņradi skābeklī, izmanto ugunsizturīgu metālu, kvarca uc kausēšanai. Šķidrais ūdeņradis ir viena no efektīvākajām reaktīvo dzinēju degvielām. Ikgadējais ūdeņraža patēriņš pasaulē pārsniedz 1 miljonu tonnu.

SIMULĀTORI

Nr.2. Ūdeņradis

STIPRINĀŠANAS UZDEVUMI

Uzdevums numurs 1
Sastādiet vienādojumus ūdeņraža mijiedarbības reakcijām ar šādām vielām: F 2 , Ca, Al 2 O 3, dzīvsudraba oksīds (II), volframa oksīds (VI). Nosauc reakcijas produktus, norādi reakciju veidus.

Uzdevums numurs 2
Veiciet transformācijas saskaņā ar shēmu:
H2O -> H2 -> H2S -> SO 2

Uzdevums numurs 3.
Aprēķināt ūdens masu, ko var iegūt, sadedzinot 8 g ūdeņraža?