Необходимый уровень подготовки студентов. 1. Знать понятия: проводники первого и второго рода, диэлектрики, электрод, гальванический элемент, анод и катод гальванического элемента

Все соли азотной кислоты (нитраты) хорошо растворимы в воде.

Серная и фосфорная кислота, будучи многоосновными, образуют кислые и средние соли.

В твердом состоянии существуют только растворимые в воде гидросульфаты щелочных металлов. Гидросульфаты щелочноземельных и некоторых других металлов существуют лишь в водных растворах. Из средних солей серной кислоты (сульфаты) в воде нерастворимы бариевые, кальциевые, стронциевые и свинцовые.

Фосфорная кислота образует три типа солей. Все дигидрофосфаты растворимы в воде. Из гидрофосфатов и фосфатов в воде растворимы только соли щелочных металлов и катионов аммония. Поэтому фосфорная кислота реагирует, с выделением водорода, только со щелочными металлами. При взаимодействии с другими металлами процесс их растворения ингибируется в результате образования защитного слоя нерастворимой соли.

Средние соли фосфорной кислоты (фосфаты), кроме (NH₄)₃PO₄, при прокаливании не разлагаются. Гидрофосфаты при этом переходят в пирофосфаты:

2Na₂HPO₄ → Na ₄P₂O₇ + H₂O

Пирофосфаты - соли пирофосфорной (Н₄Р₂О₇), или двуфосфорной кислоты, которая является первым представителем полифосфорных кислот, в молекулах которых имеются цепочки с кислородным мостиком (– О₃Р-О-РО₃ –).

Двуфосфорная кислота хорошо растворяется в воде и является несколько более сильной кислотой, чем Н₃РО₄.

При прокаливании дигидрофосфаты и натрийаммонийгидрофосфат переходят в метафосфаты:

2NaH₂PO₄ → NaPO₃ + H₂O

NaNH₄HPO₄ → NaPO₃ + H₂O + NH₃

Метафосфаты – соли метафосфорной кислоты (НРО₃), которая является продуктом реакции оксида фосфора (V) c водой в мольном соотношении 1:1

Р₂О₅ + Н₂О → 2НРО_3.

При избытке воды образуется фосфорная кислота (в соответствии с номенклатурой IUPAC ее правильнее назвать ортофосфорной, а ее соли ортофосфатами):

НРО₃ + Н₂О → ₃РО₄.

Для ортофосфорной кислоты и ее солей характерна реакция с кислым раствором молибденовокислого аммония, в результате которой образуется желтый кристаллический осадок–кислый фосфорномолибденовокислый аммоний:

H₃PO₄+12(NH₄)₂MoO₄+21HNO₃ → (NH₄)₃H₄[P(Mo₂O₇)₆] + 21NH₄NO₃+10Н₂О

Серная кислота, в зависимости от ее концентрации, по-разному реагирует с металлами. Так, разбавленная серная кислота реагирует с выделением водорода со всеми активными металлами, стоящими в ряду напряжения левее водорода (кроме стронция и свинца). Продуктами реакции концентрированной серной кислоты, в зависимости от условий и активности металла, могут быть SO_{2 ,} S и H₂S. При этом она может реагировать и с металлами, стоящими правее водорода до серебра включительно. Например,

Cu + H₂SO_4(конц) → CuSO₄ + SO₂ + H₂O

4Zn + 5H₂SO_4(конц) → 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

H₂S + H₂SO₄ → S + SO₂ + 2H₂O

Так как сероводород взаимодействует с серной кислотой, то в продуктах реакции взаимодействия ее с цинком могут оказаться SO₂, S и H₂S. Некоторые авторы считают, что окислительные свойства серной кислоты обусловлены наличием в реакционной среде сильной окислительно-восстановительной пары: атомарный водород (водород в момент выделения, который оказывается первичным продуктом реакции серной кислоты с активными металлами) и сульфат анион.

Me + H₂SO₄→2H + MeSO₄

8H + SO₄^2-→ S^2- + 4H₂O

Сульфаты термически относительно стойкие соединения и подвергаются разложению при высоких температурах (> 700 ⁰C). Только сульфат аммония разлагается при > 210 ⁰C. При этом, в зависимости от природы металла продуктами разложения могут оказаться оксид металла и SO₃ (Al₂(SO₄)₃ >580^oC, Fe₂(SO₄)₃ >600^oC), SO₂ и кислород (CaSO₄ >960^oC, CuSO₄ >650^oC, MgSO₄ >1200^oC), а в случае (NH₄)₂SO₄ - аммиак и Н₂SO₄.

Взаимодействие азотной кислоты с металлами можно представить в следующем виде:

Как видно из таблицы, азотная кислота, независимо от концентрации, реагирует с металлами с образованием смеси продуктов (NO₂, NO, N₂O, N₂, NH₃). Водород при этом не выделяется.

Этот факт так же, как и в случае с концентрированной серной кислотой, можно объяснить наличием последовательных окислительно–восстановительных процессов. Если допустить, что в азотной кислоте, как и во всех других кислотах, первичным является процесс восстановления протона с образованием атомарного водорода:

Ме +nH⁺ →Meⁿ⁺ + nH,

то при дальнейшем взаимодействии активной окислительно-восстановительной пары Н + N⁺⁵ образуется аммиак и все другие возможные продукты последовательных превращений:

8Н + HNO₃→NH₃ + 3H₂O;

3NH₃ + 5HNO₃ → 8NO + 7H₂O и так далее.

Образование NО₂ в растворах концентрированной азотной кислоты объясняется тем, что любое другое состояние азота (от –3 до + 2, то есть от аммиака до NO) в среде HNO₃ образует реакционноспособную окислительно-восстановительную пару (N⁵⁺,N^{3 -}) или (N⁵⁺, N²⁺). В результате окислительно-восстановительных превращений образуется нереакционноспособная пара (N⁵⁺, N^{4 +}) (то есть NO₂ в НNO₃).

Азотная кислота с соляной в мольном соотношении 1: 3 образует “царскую водку” (слово “водка” уменьшительное от слова вода!).

HNO₃ + 3HCl → Cl₂ + NOCl + 2H₂O.

Образовавшийся нитрозилхлорид (NOCl) на свету или при стоянии разлагается с образованием атомарного хлора: NOCl → NO + Cl, а оксид азота (II) в атмосфере воздуха превращается в оксид азота (IV): 2NO+O₂→ 2NO₂. Поэтому, когда визуально наблюдают за процессом взаимодействия соляной кислоты с азотной, необходимо учесть, что образовавшийся бурый, с едким запахом газ NO₂ является продуктом вторичного процесса окисления NO.

Таким образом, образуется сильная окислительная среда (Сl₂, Cl и NO). Особенно велика роль атомарного хлора в процессах растворения металлов в царской водке, в которой растворимы даже благородные металлы (Au, Pt):

HNO₃ + 3HCl + Au =AuCl₃ + NO + 2H₂O.

Азотная и серная кислоты взаимодействуют со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:

S + 2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

B + 3HNO₃ = H₃BO₃ + 3 NO₂C + 4HNO₃ = CO₂ + 2H₂O + 4NO₂

C + 2H₂SO₄ = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂ + 2H₂O

Термическое разложение нитратов сопровождается изменением степеней окисления элементов, входящих в состав нитрата.

Считается, что при разложении всех нитратов образуются соответствующие нитриты и кислород. Так как нитриты щелочных металлов термически стабильны, то процесс заканчивается образованием нитритов.

Если соответствующий нитрит при этих температурах неустойчив, образуются продукты его разложения:

MeNO₂→ MeO + NO₂

Если при температуре разложения нитрата образовавшийся оксид термически неустойчив (оксиды благородных металлов), то в продуктах оказывается соответствующий металл - продукт разложения соответствующего оксида:

МеО → Me + O_2.

Нитрат аммония разлагается с образованием оксида азота (I):

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O.

левее Mg MeNO₂ + O₂

от Mg до Сu

MeNO₃ MeO + NO₂ + O₂

правее Сu

Me + NO₂ + O₂