Марганцовая кислота: применение и свойства

Марганцовая кислота является неорганическим нестабильным соединением с формулой HMnO₄. Ее нельзя спутать ни с каким другим веществом, поскольку ей свойственен яркий, насыщенный фиолетово-красный цвет.

Это сильный электролит, в котором молекулы (электрически нейтральные частицы) практически полностью диссоциированы на ионы. При том что существует она лишь в растворах, ибо как отдельное вещество не получена. Впрочем, обо всех ее особенностях можно рассказать и подробней.

Химические свойства

B жидкостях марганцовая кислота постепенно разлагается. Данный процесс сопровождается выделением кислорода (халькоген, химически активный неметалл).

Вследствие этого образуется осадок диоксида марганца. Вот как выглядит данный процесс с участием марганцовой кислоты в формуле: 4HMnO₄ → 4MnO₂↓+ 3О₂↑+ 2Н₂О.

Получившееся соединение — это MnO₂. Темно-коричневый порошок, который не растворяется в воде. Является самым устойчивым соединением марганца, который относится к группе черных металлов.

Также рассматриваемое соединение демонстрирует особенности, являющиеся общими для сильных кислот. В частности, вступает в реакции нейтрализации — взаимодействует со щелочами, образуя соли и воду. Как правило, подобные процессы экзометричны, то есть сопровождаются выделением теплоты. Вот один из примеров: HMnO₄ + NaOH → NaMnO₄ +Н₂О.

Еще стоит упомянуть, что марганцовая кислота, как и ee перманганаты (соли), является мощным окислителем, акцептором электронов. Вот пример, демонстрирующий это: 2HMnO₄ + 14HCl → 2MnCl₂ + 5Cl₂↑+ 8H₂O.

Физические свойства

Как было сказано ранее, марганцовая кислота, графическая формула которой показана выше, в чистом виде не выведена. Максимальная концентрация в водных растворах, имеющих характерную ярко-сиреневую окраску, не превышает 20%.

Данное вещество восприимчиво к показателям температуры. Если она будет меньше 20 °C, то раствор образует кристаллогидрат – твердое тело, возникающее вследствие связи катионов (положительно заряженных ионов) и молекул воды. Его формула такова: HMnO₄ ⋅ 2Н₂О. Ионное строение: (Н₅О₂)⁺ (MnO₄)^–.

Также, говоря о физических свойствах марганцовой кислоты, стоит отметить ее молярную массу. Она составляет 119,94 г/моль.

Получение кислоты

Наиболее часто данное вещество получают посредством проведения реакции между двумя соединениями – разбавленной серной кислоты и раствора перманганата бария, элемента с высокой хим.активностью. B результате выпадает нерастворимый осадок его сульфата. Но он удаляется посредством фильтрации. Выглядит это так: Ва (MnO₄) + H₂SO₄ → 2HMnO₄ + BaSO₄↓.

Есть и другой способ получения данной кислоты. Он основан на происходящем на холоде взаимодействии воды и оксида марганца. Это, кстати, маслянистая жидкость, бывающая двух оттенков (буро-зеленого или алого). Каким бы ни был цвет, всегда будет присутствовать металлический блеск. He устойчив при комнатной температуре. А при соединении c горючими веществами воспламеняет их, нередко co взрывом. Так вот, формула реакции выглядит так: Mn₂O₇ + H₂O → 2HMnO₄.

Характеристика диоксида

Это вещество, которое уже было упомянуто выше, в большом количестве содержится в земной коре. B виде минерала под названием пиролюзит. Обычно черного или серо-стального цвета. Его кристаллы мелкие, имеют столбчатый или игольчатый облик. Для минерала характерны следующие свойства:

• Пьезоэлектрические. Проявляются в возникновении поляризации диэлектрика – смещении в нем связанных зарядов или поворотом электрических диполей.
• Полупроводниковые. Проявляются в увеличение электрической проводимости c ростом температуры.

Также стоит отметить, что диоксид растворим в соляной кислоте, что сопровождается выделением хлора.

Применение пиролюзита

Электролитический диоксид марганцовой кислоты нашел широкое применение в производстве батарей и гальванических элементов – химических источников электротока, которые обычно основаны на взаимодействии двух металлов или их оксидов в электролите. Также его используют для:

• Образования катализаторов – химических веществ, ускоряющих реакцию, но не входящих в ее состав. Яркий пример – гопкалит. Им заполняют дополнительные патроны к противогазам для защиты от монооксида углерода.
• Образования таких веществ, как марганцовая соль и калиевый перманганат – кристаллов темно-фиолетого, практически черного цвета, которые, растворяясь в воде, приводят к образованию жидкость ярко-малинового оттенка. Формула — KMnO₄.
• Обесцвечивания зеленых стекол.
• Изготовления масла и олифы в лакокрасочном производстве.
• Для выделки хромовых кож в кожевенной сфере.

Интересно, что учеными было определено – кусочки пиролюзита из находящейся в южной Франции пещеры Пеш-де-Лазе состоят из чистого диоксида марганца. Считается, что неандертальцы, жившие 350—600 тысяч лет назад, использовали его как катализатор и окислитель реакций горения и окисления.

Перманганат (марганцовка)

Многим знакомо это вещество. Однако o его применении – чуть позже. Важнее отметить, что именно c помощью перманганата протекают многие ОВР марганцовой кислоты (окислительно-восстановительные реакции).

Это обусловлено его исключительными химическими свойствами. B зависимости от водородного показателя (рН) раствора, образованного перманганатом, можно окислить разные вещества, с восстановлением до соединений многих степеней окисления.

Примеров множество. B кислой среде произойдет восстановление до соединений марганца (II), в нейтральной показатель будет равен (IV), a в сильно щелочной – (VI). Вот как это выглядит:

• B кислой среде: 2KMnO₄ +5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ +3Н₂О.
• B нейтральной: 2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + Н₂О → 3K₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH.
• B щелочной: 2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2КОН → K₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + Н₂О. Данная реакция в таком виде происходит при недостатке восстановителя и в присутствии высококонцентрированной щелочи. Такие условия обеспечивают замедление гидролиза.

Стоит отметить, что при контакте с концентрированной серной кислотой вещество взрывается. Ho если перманганат аккуратно соединить c этим холодным веществом, то образуется неустойчивый оксид марганца.

Использование марганцовки

Перманганат обсуждаемого вещества обладает мощным антисептическим действием. Особо широко в медицине применяются разбавленные растворы с концентрацией 0.1%, которые использую для обработки ожогов, полоскания горла и промывания ран. Еще это эффективное рвотное средство при отравлении такими алконидами, как аконитин и морфин. Только в таких случаях используют менее концентрированный раствор, разведенный до 0.02-0.1 %.

Фармакологическое действие оказывается нетипично. Когда раствор соприкасается c органическими веществами, выделяется атомарный кислород. Оксид, входящий в его состав, c белками образует такие соединения, как альбуминаты. В малых концентрациях они оказывают вяжущее действие, а в больших – раздражающее, дубящее и прижигающее. Поэтому итоговый эффект зависит от того, как будет разбавлен перманганат марганцовой кислоты – сильно или слабо.

Другие сферы применения

Перманганат калия на самом деле является веществом, активно используемым в разных областях. Кроме медицины, его задействуют:

• При отмывке лабораторной посуды. Отлично удаляет жиры и органические вещества.
• B пиротехнике как окислитель.
• При определении перманганатной окисляемости в процессе оценки качества воды по ГОСТ 2761-84 (метод Кубеля).
• При тонировании фотоснимков.
• Для травления дерева. Жидкость используется как морилка (вещество, придающее цвет).
• Для рискованного выведения тату. Жидкость выжигает кожу, и ткани c краской отмирают. Это больно, a еще остаются шрамы.
• B качестве окислителя в процессе образования пара- и метафталевых кислот.

Напоследок хотелось бы оговориться, что перманганат калия входит в четвертый список прекурсоров российского Постоянного комитета по контролю наркотиков.

fb.ru

Таблица названий (наименований) кислот и их солей.

	Адрес этой страницы (вложенность) в справочнике dpva.ru:  главная страница  / / Техническая информация / / Химический справочник / / «Химический алфавит (словарь)» — названия, сокращения, приставки, обозначения веществ и соединений.  / / Таблица названий (наименований) кислот и их солей. Поделиться:    Таблица названий (наименований), химических формул кислот и их солей. Формула кислоты Название кислоты Название соответствующей соли HAlO2 Метаалюминиевая Метаалюминат HBO2 Метаборная Метаборат h4BO3 Ортоборная Ортоборат HBr Бромоводородная Бромид HCOOH Муравьиная Формиат HCN Циановодородная Цианид H2CO3 Угольная Карбонат H2C2O4 Щавелевая Оксолат H4C 2O2 (CH3COOH) Уксусная Ацетат HCl Хлороводородная = соляная Хлорид HClO Хлорноватистая Гипохлорит HClO2 Хлористая Хлорит HClO3 Хлорноватая Хлорат HClO4 Хлорная Перхлорат HCrO2 Метахромистая Метахромит HCrO4 Хромовая Хромат HCr2O7 Двухромовая Дихромат HI Иодоводородная Иодид HMnO4 Марганцевая Перманганат H2MnO4 Марганцовистая Манганат H2MoO4 Молибденовая Молибдат HNO2 Азотистая Нитрит HNO3 Азотная Нитрат HPO3 Метафосфорная Метафосфат HPO4 Ортофосфорная Ортофосфат H4P2O7 Двуфосфорная (Пирофосфорная) Дифосфат (Пирофосфат) H3PO3 Фосфористая Фосфит H3PO2 Фосфорноватистая Гипофосфит H2S Сероводородная Сульфид H2SO3 Сернистая Сульфит H2SO4 Серная Сульфат H2S2O3 Тиосерная Тиосульфат H2Se Селеноводородная Селенид H2SiO3 Кремниевая Силикат HVO3 Ванадиевая Ванадат H2WO4 Вольфрамовая Вольфрамат Поиск в инженерном справочнике DPVA. Введите свой запрос:

dpva.ru

Перманганат калия — это… Что такое Перманганат калия?

Слева направо (водные растворы): pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца(II), в нейтральной — до соединений марганца(IV), в сильно щелочной — до соединений марганца(VI). Примеры реакций приведены ниже (на примере взаимодействия с сульфитом калия:

• в кислой среде:

• в нейтральной среде:

• в щелочной среде:

• • в щелочной среде на холоде:

Однако надо отметить, что последняя реакция (в щелочной среде) идёт по указанной схеме только при недостатке восстановителя и высокой концентрации щёлочи, которая обеспечивает замедление гидролиза манганата калия.

При соприкосновении с концентрированной серной кислотой перманганат калия взрывается, однако при аккуратном соединении с холодной кислотой реагирует с образованием неустойчивого оксида марганца(VII):

при этом в качестве промежуточного продукта может образовываться интересное соединение — оксосульфат марганца MnO₃HSO₄. По реакции с фторидом йода(V) можно получить аналогичный оксофторид:

При нагревании разлагается с выделением кислорода (этим способом пользуются в лаборатории для получения чистого кислорода). Схему реакции упрощённо можно представить уравнением:

На самом деле реакция идёт намного сложнее, например, при не очень сильном нагревании её можно примерно описать уравнением:

Реагирует с солями двухвалентного марганца, например:

Эта реакция в принципе обратна дисмутации (диспропорционирование) K

2MnO₄ на MnO₂ и KMnO₄.

Водные растворы перманганата калия термодинамически нестабильны, но кинетически довольно устойчивы. Их сохранность резко повышается при хранении в темноте.

Применение

Применение этой соли чаще всего основано на высокой окисляющей способности перманганат-иона, обеспечивающей антисептическое действие.

Медицинское применение

Разбавленные растворы (около 0,1 %) перманганата калия нашли широчайшее применение в медицине как антисептическое средство, для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. В качестве рвотного средства для приёма внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор.

Фармакологическое действие

Антисептическое средство. При соприкосновении с органическими веществами выделяет атомарный кислород. Образующийся при восстановлении препарата оксид образует с белками комплексные соединения — альбуминаты (за счет этого калия перманганат в малых концентрациях оказывает вяжущее, а в концентрированных растворах — раздражающее, прижигающее и дубящее действие). Обладает также дезодорирующим эффектом. Эффективен при лечении ожогов и язв. Способность калия перманганата обезвреживать некоторые яды лежит в основе использования его растворов для промывания желудка при отравлениях неизвестным ядом и пищевых токсикоинфекциях. При попадании внутрь всасывается, оказывая действие (приводит к развитию метгемоглобинемии).

Показания

Смазывание язвенных и ожоговых поверхностей — инфицированные раны, язвы и ожоги кожи. Полоскание полости рта и ротоглотки — при инфекционно-воспалительных заболеваниях слизистой оболочки полости рта и ротоглотки (в том числе при ангинах). Для промывания и спринцеваний при гинекологических и урологических заболеваниях — кольпиты и уретриты. Для промываний — желудка при отравлениях, вызванных приемом внутрь алкалоидов (морфин, аконитин, никотин), синильной кислотой, фосфором, хинином; кожи — при попадании на нее анилина; глаз — при поражении их ядовитыми насекомыми.

Противопоказания

Гиперчувствительность.

Побочные действия

Аллергические реакции, при использовании концентрированных растворов — ожоги и раздражение. Передозировка. Симптомы: резкая боль в полости рта, по ходу пищевода, в животе, рвота, диарея; слизистая оболочка полости рта и глотки — отечная, темно-коричневого, фиолетового цвета, возможен отек гортани, развитие механической асфиксии, ожогового шока, двигательного возбуждения, судорог, явлений паркинсонизма, геморрагического колита, нефропатии, гепатопатии. При пониженной кислотности желудочного сока возможно развитие метгемоглобинемии с выраженным цианозом и одышкой. Смертельная доза для детей — около 3 г, для взрослых — 0.3-0.5 г/кг. Лечение: метиленовый синий (50 мл 1 % раствора), аскорбиновая кислота (в/в — 30 мл 5 % раствора), цианокобаламин — до 1 мг, пиридоксин (в/м — 3 мл 5 % раствора).

Способ применения и дозы

Наружно, в водных растворах для промывания ран (0.1-0.5 %), для полоскания рта и горла (0.01-0.1 %), для смазывания язвенных и ожоговых поверхностей (2-5 %), для спринцевания (0.02-0.1 %) в гинекологической и урологической практике, а также промывания желудка при отравлениях.

Взаимодействие

Химически несовместим с некоторыми органическими веществами (уголь, сахар, танин) и легкоокисляющимися веществами — может произойти взрыв.

Другие сферы применения

• Применяется для определения перманганатной окисляемости при оценке качества воды согласно ГОСТ 2761-84 по методу Кубеля [1].
• Щелочной раствор перманганата калия хорошо отмывает лабораторную посуду от жиров и других органических веществ.
• Растворы (концентрации примерно 3 г/л) широко применяются при тонировании фотографий.
• В пиротехнике применяют в качестве сильного окислителя.
• Применяют в качестве катализатора разложения перекиси водорода в космических жидкостно-ракетных двигателях.
• Водный раствор перманганата калия используется для травления дерева, в качестве морилки.
• Водный раствор применяется также для выведения татуировок. Результат достигается посредством химического ожога, при котором отмирают ткани, в которых содержится красящее вещество. Данный метод немногим отличается от простого срезания кожи, обычно он менее эффективен и более неприятен, так как ожоги заживают намного дольше. Татуировка не удаляется полностью, на ее месте остаются шрамы.
• Перманганат калия или бихромат натрия используются в качестве окислителя при получении мета- и парафталевые кислот из мета- и параксилолов соответственно. (См. Терефталевая кислота)

Получение

Химическое или электрохимическое окисление соединений марганца, диспропорционирование манганата калия. Например:

Последняя реакция происходит при электролизе концентрированного раствора манганата калия и эндотермична, она является основным промышленным способом получения перманганата калия.

Галерея

• Порошок перманганата калия
  (под микроскопом)

Примечания

Литература

• Вульфсон Н. С. — Препаративная органическая химия с.656,657
• Казанский Б. А. (ред.) — Синтезы органических препаратов (Сборник 3) с.145
• Реми Г. — Курс неорганической химии (Том 1) с.817

См. также

Ссылки

Wikimedia Foundation. 2010.

dic.academic.ru

Химические свойства и способы получения кислот

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

Кислоты – сложные вещества, которые при взаимодействии с водой образуют в качестве катионов только ионы Н⁺ (или Н₃О⁺).

По растворимости в воде кислоты можно поделить на растворимые и нерастворимые. Некоторые кислоты самопроизвольно разлагаются и в водном растворе практически не существуют (неустойчивые). Подробно про классификацию кислот можно прочитать здесь.

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой. При этом с водой реагируют при обычных условиях только те оксиды, которым соответствует кислородсодержащая растворимая кислота. 

кислотный оксид + вода = кислота

Например, оксид серы (VI) реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO₃  +  H₂O  →  H₂SO₄

При этом оксид кремния (IV)  с водой не реагирует:

SiO₂  +  H₂O ≠

2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.

Неметалл + водород = бескислородная кислота

Например, хлор реагирует с водородом:

H₂⁰ + Cl₂⁰ → 2H⁺Cl^—

3. Электролиз растворов солей. Как правило, для получения кислот электролизу подвергают растворы солей, образованных кислотным остатком кислородсодержащих  кислот. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

Например, электролиз раствора сульфата меди (II):

2CuSO₄ + 2H₂O  →  2Cu + 2H₂SO₄  +  O₂

4. Кислоты образуются при взаимодействии других кислот с солями. При этом более сильная кислота вытесняет менее сильную.

Например: карбонат кальция CaCO₃  (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

CaCO₃ + H₂SO₄  →  CaSO₄ + 2H₂O + CO₂

5. Кислоты можно получить окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями.

Например, концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

P  + 5HNO₃  →  H₃PO₄  + 5NO₂  + H₂O

1. В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода Н⁺ и анионы кислотных остатков. При этом сильные кислоты диссоциируют почти полностью, а слабые кислоты диссоциируют частично.

Например, соляная кислота диссоциирует почти полностью:

HCl  →  H⁺  +  Cl^–

Если говорить точнее, происходит протолиз воды, и в растворе образуются ионы гидроксония:

HCl  + H₂O  →  H₃O⁺  +  Cl^–

Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато.

Например, сернистая кислота диссоциирует в две ступени:

H₂SO₃  ↔ H⁺ + HSO_3^–

HSO₃^– ↔ H⁺ + SO₃^2–

2. Кислоты изменяют окраску индикатора. Водный раствор кислот окрашивает лакмус в красный цвет, метилоранж в красный цвет. Фенолфталеин не изменяет окраску в присутствии кислот.

3. Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами.

С нерастворимыми основаниями и соответствующими им оксидами взаимодействуют только растворимые кислоты.

нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

основный оксид + растворимая кислота = соль + вода

Например, гидроксид меди (II) взаимодействует с растворимой бромоводородной кислотой:

 Cu(OH)₂ + 2HBr  →  CuBr₂ + 2H₂O

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.

Cu(OH)₂ + H₂SiO₃ ≠

С сильными основаниями (щелочами) и соответствующими им оксидами реагируют любые кислотами.

Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами — и сильными, и слабыми. При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации. Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь_{(избыток)}+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота_{(избыток)} = кислая соль + вода

Например, гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при  мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

NaOH  +  H₃PO₄  →   NaH₂PO₄ + H₂O

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 1:2 образуются гидрофосфаты:

2NaOH  +  H₃PO₄  →  Na₂HPO₄ + 2H₂O

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

3NaOH  +  H₃PO₄  →  Na₃PO₄ + 3H₂O

4. Растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Растворимая кислота + амфотерный оксид  = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный гидроксид  = соль + вода

Например, уксусная кислота взаимодействует с гидроксидом алюминия:

3CH₃COOH + Al(OH)₃  →  (CH₃COO)₃Al + 3H₂O

5. Некоторые кислоты являются сильными восстановителями. Восстановителями являются кислоты, образованные неметаллами в минимальной или промежуточной степени окисления, которые могут повысить свою степень окисления (йодоводород HI, сернистая кислота H₂SO₃  и др.).

Например, йодоводород можно окислить хлоридом меди (II):

2HI^— + 2Cu⁺² Cl₂ → 2HCl  +  2Cu⁺Cl + I₂⁰

 

6. Кислоты взаимодействуют с солями.

Кислоты реагируют с растворимыми солями только при условии, что в продуктах реакции присутствует газ, вода, осадок или другой слабый электролит. Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

Кислота₁ + растворимая соль₁ = соль₂ + кислота₂/оксид + вода

Например, соляная кислота взаимодействует с нитратом серебра в растворе:

Ag⁺NO₃^— + H⁺Cl^— → Ag⁺Cl^—↓ + H⁺NO₃^—

Кислоты реагируют и с нерастворимыми солями. При этом более сильные кислоты  вытесняют менее сильные кислоты из солей.

Например,  карбонат кальция (соль угольной кислоты), реагирует с соляной кислотой (более сильной, чем угольная):

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O  + CO₂

5. Кислоты взаимодействуют с кислыми и основными солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные из кислых солей. Либо кислые соли реагируют с кислотами с образованием более кислых солей. 

кислая соль₁ + кислота₁ = средняя соль₂ + кислота₂/оксид + вода

Например, гидрокарбонат калия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида калия, углекислого газа и воды:

KHCO₃ + HCl →  KCl  +  CO₂ + H₂O

Ещё пример: гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:

H₃PO₄ +  K₂HPO₄  →  2KH₂PO₄ 

При взаимодействии основных солей с кислотами образуются средние соли. Более сильные кислоты также вытесняют менее сильные из солей.

Например, гидроксокарбонат меди (II) растворяется в серной кислоте:

2H₂SO₄ +  (CuOH)₂CO₃  →  2CuSO₄  + 3H₂O  +  CO₂

Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.

Например, гидроксохлорид алюминия взаимодействет с соляной кислотой:

Al(OH)Cl₂ +  HCl  →  AlCl₃  + H₂O 

6. Кислоты взаимодействуют с металлами.

При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Однако минеральные кислоты и кислоты-окислители взаимодействуют по-разному.

К минеральным кислотам относятся соляная кислота HCl, разбавленная серная кислота H₂SO₄, фосфорная кислота H₃PO₄, плавиковая кислота HF, бромоводородная HBr и йодоводородная кислоты HI.

Такие кислоты взаимодействуют только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

При взаимодействии минеральных кислот с металлами образуются соль и водород:

минеральная кислота + металл = соль + H₂↑

Например, железо взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

Fe + 2H⁺Cl  →  Fe⁺²Cl₂ + H₂⁰

Сероводородная кислота H₂S, угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и кремниевая H₂SiO₃ с металлами не взаимодействуют.

Кислоты-окислители (азотная кислота HNO₃ любой концентрации и серная концентрированная кислота H₂SO_4(конц)) при взаимодействии с металлами водород не образуют, т.к. окислителем выступает не водород, а азот или сера. Продукты восстановления азотной или серной кислот бывают различными. Определять их лучше по специальным правилам. Эти правила подробно разобраны в статье Окислительно-восстановительные реакции. Я настоятельно рекомендую выучить их наизусть.

7. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.

Угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и азотистая HNO₂ кислоты разлагаются самопроизвольно, без нагревания:

H₂CO₃  →   H₂O + CO₂

H₂SO₃  →   H₂O + SO₂

2HNO₂  →  NO + H₂O + NO₂

Кремниевая H₂SiO₃, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:

H₂SiO₃  →   H₂O + SiO₂

2HI  →   H₂  +  I₂

Азотная кислота HNO₃ разлагается при нагревании или на свету:

4HNO₃  →  O₂ + 2H₂O + 4NO₂

 

Поделиться ссылкой:

chemege.ru

Классификация и характерные химические свойства кислот.

Классификация кислот

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

Кислородсодержащие	Бескислородные
H3PO4,HNO3,HNO2,H2SO4,H3PO4,H2CO3,H2CO3, HClO4 все органические кислоты (HCOOH, CH3COOH  и т.д.)	HF, HCl, HBr, HI, H2S

2) Основность кислоты

Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H⁺, а также замещаться на атомы металла:

одноосновные	двухосновные	трехосновные
HBr, HCl, HNO3, HNO2, HCOOH, CH3COOH	H2SO4, H2SO3, H2CO3, H2SiO3	H3PO4

3) Летучесть

Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.

Летучие	Нелетучие
H2S, HCl, CH3COOH, HCOOH	H3PO4, H2SO4, высшие карбоновые кислоты

4) Растворимость

Растворимые	Нерастворимые
HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2SO3, H2SO4, HNO3, HNO2, H3PO4, H2CO3, CH3COOH, HCOOH	H2SiO3, высшие карбоновые кислоты

5) Устойчивость

Устойчивые	Неустойчивые
H2SO4, H3PO4, HCl, HBr, HF	H2CO3, H2SO3

6) Способность к диссоциации

хорошо диссоциирующие (сильные)	малодиссоциирующие (слабые)
H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4	H2CO3, H2SO3, H2SiO3

7) Окисляющие свойства

слабые окислители (проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H+)	сильные окислители (проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента)
практически все кислоты кроме HNO3 и H2SO4 (конц.)	HNO3 любой концентрации, H2SO4 (обязательно концентрированная)

Химические свойства кислот

1. Способность к диссоциации

Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:

либо в таком виде: HCl = H⁺ + Cl^—

либо в таком: HCl → H⁺ + Cl^—

По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.

В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать  в уравнении вместо знака  две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:

CH₃COOH  CH₃COO^— + H⁺

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H⁺ :

H₃PO₄  H⁺ + H₂PO₄^—

H₂PO₄^—  H⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2-  H⁺ + PO₄^3-

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H₃PO₄ диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H₂PO₄^— , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO₄^2-. Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков,  вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H⁺.

Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:

H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2-

2. Взаимодействие кислот с металлами

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H₂SO_4(конц.) и HNO₃) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только  за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

H₂SO_4(разб.) + Zn  ZnSO₄ + H₂

2HCl + Fe  FeCl₂ + H₂

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H₂SO₄ (конц.) и HNO₃, то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты реагируют с  основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:

H₂SO₄ + ZnO ZnSO₄ + H₂O

6HNO₃ + Fe₂O₃ 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

H₂SiO₃ + FeO ≠

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH H₂O + NaCl

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃  Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

5. Взаимодействие кислот с солями

Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:

H₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ BaSO₄↓ + 2HNO₃

CH₃COOH + Na₂SO₃ CH₃COONa + SO₂↑ + H₂O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO₃ и концентрированной H₂SO₄  без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной  и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого  зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.

Высокая окислительная способность концентрированной серной  и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:

4HCl + MnO₂ MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

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

14НI + K₂Cr₂O₇ 3I₂↓ + 2Crl₃ + 2KI + 7H₂O

Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.

6HI + Fe₂O₃ 2FeI₂ + I₂↓ + 3H₂O

2HI + 2FeCl₃ 2FeCl₂ + I₂↓ + 2HCl

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H₂S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:

2H₂S + SO₂  3S↓+ 2H₂O

scienceforyou.ru

Перманганат калия | Контроль Разума

Калия перманганат (распространённое название в быту — марганцовка) (лат. Kalii permanganas) — калиевая соль марганцевой кислоты (KMnO₄).

Химическое или электрохимическое окисление соединений марганца, диспропорционирование манганата калия. Например:

2MnO₂ +3 Cl₂ + 8KOH → 2KMnO₄ + 6KCl + 4H₂O

2K₂MnO₄ + Cl₂ → 2KMnO₄ + 2KCl

3K₂MnO₄+2H₂O → 2KMnO₄+ MnO₂ + 4KOH

2K₂MnO₄ + 2H₂O → 2KMnO₄ +H₂↑ + 2KOH

Последняя реакция происходит при электролизе концентрированного раствора манганата калия и эндотермична, она является основным промышленным способом получения перманганата калия.

Физические свойства Править

Внешний вид: тёмно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском. Показатель преломления σ 1,59 (при 20°C).

Растворяется в воде (см. таблицу), жидком аммиаке, ацетоне (2:100), метаноле, пиридине.

Термодинамические свойства Править

Химические свойства Править

Сильный окислитель. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы приведены в таблице.

В зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца(II), в нейтральной — до соединений марганца(IV), в сильно щелочной — до соединений марганца(VI). Примеры реакций приведены ниже (на примере взаимодействия с сульфитом калия:

в кислой среде: 2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O

в нейтральной среде: 2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O → 3K₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH

в щелочной среде: 2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH → K₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O, KMnO₄ + K₂SO₃ + KOH → K₂SO₄ + K₃MnO₄ + H₂O (на холоду)

Однако надо отметить, что в последняя реакция (в щелочной среде) идёт по указаной схеме только при недостатке восстановителя и высокой концентрации щёлочи, которая обеспечивает замедление гидролиза манганата калия.

При соприкосновении с концентрированной серной кислотой перманганат калия взрывается, однако при аккуратном соединении с холодной кислотой реагирует с образованием неустойчивого оксида марганца(VII):

2KMnO₄ + 2H₂SO₄ → 2KHSO₄ + Mn₂O₇ + H₂O,

при этом в качестве промежуточного продукта может образовываться интересное соединение — оксосульфат марганца MnO₃HSO₄. По реакции с фторидом йода(V) можно получить аналогичный

mind-control.fandom.com

Кислоты — классификация, получение и свойства » HimEge.ru

Кислоты — электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка

Общая формула кислот H_nAc, где n – число атомов водорода, равное заряду иона кислотного остатка, Ac — кислотный остаток.

 

Сила кислот убывает в ряду:

HI > HClO₄ > HBr > HCl > H₂SO₄ > HNO₃ > H₂SO₃ > H₃PO₄ > HF > HNO₂ >H₂CO₃ > H₂S > H₂SiO₃

Кислородосодержащие  кислоты и соответствующие кислотные оксиды

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO₃, борная H₃BO₃. Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H₂SiO₃.

1) Взаимодействие простых веществ
(получают бескислородные кислоты)
H₂ + Cl₂ = 2HCl,

H₂ + S = H₂S.

2) Взаимодействие кислотных оксидов с водой
(получают кислородсодержащие кислоты)
 SO₃ + H₂O = H₂SO₄,

3) Взаимодействие солей с растворами сильных кислот
(получают слабые кислоты)
Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2NaCl,

SiO₃^2- + 2H⁺ = H₂SiO₃.

4) Электролиз водных растворов солей

2CuSO₄ + 2H₂O = 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄.

1) Растворы кислот кислые на вкус, изменяют окраску индикаторов:
лакмуса в красный цвет,  метилового оранжевого – в розовый, цвет фенолфталеина не изменяется.

В водном растворе растворимые кислоты диссоциируют, образуя ион водорода, и кислотный остаток:

HCl = H⁺ + Cl^—.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^—,

HSO₄^— = H⁺ + SO₄^2-.

Суммарное уравнение:

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-

2) Взаимодействие с металлами

Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂

Водород из кислот-неокислителей могут вытеснять только металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода.

Кислоты-окислители — азотная и серная конц., реагируют с металлами по-другому, потому что в качестве окислителя выступает элемент кислотного остатка, а не водород!

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂+ 2NO₂↑+2H₂O

Cu +2H₂SO_{4  конц} = CuSO₄+SO₂↑ + 2H₂O

3) Взаимодействие с основными оксидами

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

(если образуется растворимая соль)

4) Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O,

2H⁺ + 2OH^— = 2H₂O

2HCl + Cu(OH)₂ = CuCl₂ + 2H₂O,

Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O.

Многоосновные кислоты образуют кислые и средние соли:

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O,

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O.

5) Взаимодействие с солями

Реакции с солями происходят только в том случае, если в результате химического превращения образуется малодиссоциирующее вещество, выделяется газ или выпадает осадок.

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂↑ + H₂O,

CO₃^2- + 2H⁺ = CO₂ + H₂O.

В этом случае выделяется углекислый газ и образуется малодиссоциирующее вещество – вода.

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = H₂SiO₃↓ + Na₂SO₄,

SiO₃^2- + 2H⁺ = H₂SiO₃.

Реакция происходит, так как образуется осадок.

6) Специфические свойства кислот

Связаны с окислительно-восстановительными реакциями, бескислородные кислоты в растворе могут только окисляться (проявлять восстановительные свойства):

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^— = Cl₂⁰ + 2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 8H₂O,

H₂S^-2 + Br₂⁰ = S⁰ + 2HBr^—.

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться (проявлять восстановительные свойства), только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

H₂S⁺⁴O₃ + Cl₂⁰ + H₂O = H₂S⁺⁶O₄ + 2HCl^—.

Если центральный атом находится в максимальной степени окисления, то кислоты проявляют окислительные свойства, например, взаимодействие с металлами и неметаллами:

C⁰ + 2H₂S⁺⁶O₄ = C⁺⁴O₂ + 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O,

3P⁰ + 5HN⁺⁵O₃ + 2H₂O = 3H₃P⁺⁵O₄ + 5N⁺²O.

himege.ru