Нерастворимая неорганическая кислота. Классификация, получение и свойства кислот
Давайте рассмотрим свойства
кислот-окислителей
Свойства концентрированной серной кислоты — окислителя
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 кислот а 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»
Pb + H 2 SO 4 ≠
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:
8Li + 5H 2 SO 4 конц → 4Li 2 SO 4 + H2S + H 2 O
4Mg + 5H 2 SO 4 конц → 4MgSO 4 + H2S + H 2 O
- Металлы средней активности восстанавливают серную кислоту до S:
3Mn + 4H 2 SO 4 конц → 3MnSO 4 + S ↓ + 4H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4 конц → t→ 3ZnSO 4 + S ↓ + 4H 2 O
- Малоактивные металлы восстанавливают серную кислоту до SO2:
Cu + 2H 2 SO 4 конц → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
2Ag + 2H 2 SO 4 конц → Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
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 :
2P + 5H 2 SO 4 конц → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
2B + 3H 2 SO 4 конц → 2H 3 BO 3 + 3SO 2
Угольная кислота не образуется – получается углекислый газ:
C + 2H 2 SO 4 конц → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
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:
2KF тв + H 2 SO 4 конц → K 2 SO 4 + 2HF
2NaCl тв + H 2 SO 4 конц → Na 2 SO 4 + 2HCl
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:
2HBr + H 2 SO 4 конц → Br 2 + SO 2 + 2H 2 O
8HI + H 2 SO 4 конц → 4I 2 ↓+ H 2 S + 4H 2 O
Азотная кислота — окислитель.
Производство.
Сырье для производства азотной кислоты – аммиак. Три последовательные реакции окисления:
1. Каталитическое окисление аммиака:
4NH 3 +5O 2 → кат., t°→ 4NO+6H 2
Реакция экзотермическая, необратимая.
2. Окисление NO до NO2:
2NO+O 2 →2NO 2
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:
NaNO 3 тв + H 2 SO 4 → t → NaHSO 4 + HNO 3
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: NH 4 NO 3 , N 2 O, NO, NO 2 .
Наиболее глубокое восстановление дает разбавленная кислота и активный металл – NH4NO3.
4Ca + 10HNO 3 разб → 4Ca(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Соответственно при взаимодействии концентрированной кислоты и малоактивного металла образуется NO2. Самое неглубокое восстановление.
Cu + 4HNO 3 конц → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
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 + 10HNO 3 конц → 8NaNO 3 + N2 O + 5H 2 O
3Cu + 8HNO 3 разб → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
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 N 2 O и NO 2).
В отличие от серной кислоты, очень концентрированная азотная кислота (безводная) окисляет при нагревании иод до иодноватой кислоты (HIO3):
I 2 + 10HNO 3 конц → t → 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O
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>
KF + HNO 3 → HF + KNO 3
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 NO 2 если концентрированная, разбавленная – до NO, то есть так, как будто взаимодействует с малоактивным металлом.
Лекция: Характерные химические свойства кислот
Классификация кислотКислоты - это такие химические вещества, при электролитической диссоциации которых образуются один или несколько катионов водорода Н + и кислотный остаток.
Кислотный остаток - это анионы, образующиеся при диссоциации кислот.
Существует несколько классификаций кислот:
1. По составу кислотного остатка кислоты делятся на:
бескислородные.
Кислородсодержащие кислоты - это гидроксиды. Они относятся к этой группе, так как содержат в своем составе ОН - группу. К ним относятся кислоты:
- серная - H 2 SO 4 ;
- сернистая - H 2 SO 3 ;
- азотная - HNO 3 ;
- фосфорная - H 3 PO 4 ;
- угольная - H 2 CO 3 ;
- кремниевая - H 2 SiO 3.
Бескислородные кислоты, как понятно из названия, кислорода в своем составе не имеют. К ним относятся кислоты:
фтороводородная HF;
хлороводородная или соляная HCl;
бромоводородная HBr;
иодоводородная HI;
сероводородная H2S.
- одноосновные (HNO 3 ,HF и др.),
- двухосновные (H 2 SO 4 ,H 2 CO 3 и др.),
- трехосновные (H 3 PO 4).
Химические свойства кислот
1. Многие кислоты растворяются в воде, придавая ей кисловатый вкус. Если необходимо узнать присутствие кислоты в растворе применяются индикаторы: лакмус и метиловый оранжевый окрашиваются в красный цвет.
2. Со щелочами взаимодействуют сильные кислоты. Происходит уже известная вам реакция нейтрализации, из - за того, что кислая среда кислоты, а также щелочная среда щелочи в сумме образуют нейтральную среду воды. Сокращенное ионное уравнение реакции нейтрализации имеет общий вид:
Н + + ОН - → Н 2 О
3. Взаимодействуют с основными и амфотерными основаниями и оксидами, образуя соли и воду. Данные реакции из-за образования электролита всегда проходят до конца. В них растворяются многие оксиды и нерастворимые основания.
4. Возможно взаимодействие кислот с солями, при условии образования малорастворимых или газообразных веществ.
Обратим особое внимание на взаимодействие кислот с металлами :
1. Соляная и разбавленная серная кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду до водорода, ввиду того, что окислителем здесь является катион водорода Н + :Mg+ 2HCl → MgCl 2 + H 2 ;
Mg + H 2 SO 4 (разб.) → MgSO 4 + H 2 .
Соляная и разбавленная серная кислоты окисляют до низших степеней металлы переменной валентности. Например, железо окисляется до степени окисления +2:
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 .
2. В концентрированной серной кислоте окислителем служит сульфат. В ней сера имеет степень окисления +6. При взаимодействии с металлами, серная кислота всегда восстанавливается до сероводорода (H 2 S), серы (S) и оксида серы IV (SO 2). Продукты восстановления представленной кислоты, напрямую зависят от активности реагирующего металла. В процессе взаимодействия концентрированной серной кислоты с активными металлами, будет образовываться соль, вода и сероводород. Малоактивные металлы восстановят серную кислоту до SO 2 . А металлы средней активность до S. Металлы переменной валентности, способны окисляться до концентрированной серной кислоты, имеющей высшую степень окисления. Благородные металлы (Au, Pt и некоторые другие) с концентрированной серной кислотой не взаимодействуют. Некоторые металлы (Al, Fe, Cr, Ni) взаимодействуют с концентрированной серной кислотой только при нагревании, например, свинец, с образованием растворимой кислой соли.
3. В азотной кислоте окислителем служит нитрат-ион, содержащий азот со степенью окисления +5, поэтому водород не выделяется, а выделяются только продукты восстановления азотной кислоты: NH 4 NO 3 , N 2 , N 2 O, NO, HNO 2 , NO 2 . Свободный аммиак так же не выделяется, потому что он реагирует с азотной кислотой, образуя нитрат аммония NH 4 NO 3 . В случае реакции металлов с концентрированной азотной кислотой, продуктом восстановления становится преимущественно NO 2 , независимо от природы металла. Например, при опускании кусочка меди в концентрированную азотную кислоту, начнет выделяться бурый газ, а на дне появится голубой раствор нитрата меди(II). Металлы переменной валентности в реакции с концентрированной азотной кислотой окислятся до высшей степени. Металлы, окисляющиеся до степени +4 и выше, будут образовывать кислоты или оксиды. В концентрированной азотной кислоте пассивируются Al, Fe, Cr, Ni, Со и некоторые другие металлы. После обработки азотной кислотой они перестанут реагировать и с другими кислотами.
4. Чем активнее металл, взаимодействующий с разбавленной азотной кислотой, тем больше восстанавливается азотная кислота. А продуктами восстановления разбавленной азотной кислоты металлами средней активности являются азот или оксид азота(I). Малоактивные металлы восстанавливают из данной кислоты оксид азота(II). Запомните, чем выше активность металла и ниже концентрация азотной кислоты, тем ниже степень окисления азота в соединении, образовавшимся больше других. Окисление благородных металлов происходит с образованием комплексных кислот. Некоторые металлы, например, Nb, Ta, W не растворяются даже в таком растворе, но растворяются в смеси азотной и фтороводородной кислот:
3Ta + 5HNO 3 + 21HF → 3H 2 TaF 7 + 5NO + 10H 2 O
W + 2HNO 3 + 8HF → H 2 WF 8 + 2NO + 4H 2 O.
| |
Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.
По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H 2 SO 4 серная кислота, H 2 SO 3 сернистая кислота, HNO 3 азотная кислота, H 3 PO 4 фосфорная кислота, H 2 CO 3 угольная кислота, H 2 SiO 3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H 2 S сероводородная кислота).
В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO 3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H 2 SO 4 – двухосновная и т.д.
Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.
Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.
Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – это сложные остатки.
В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.
Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H 2 SO 4 – серная; H 2 SO 3 – угольная; H 2 SiO 3 – кремниевая и т.д.
Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO 3 – азотная, HNO 2 – азотистая.
Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:
H 2 + Cl 2 → 2 HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Растворы полученных газообразных веществ HCl и H 2 S и являются кислотами.
При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.
Химические свойства кислот
Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.
Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах - они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.
Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:
1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;
2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H +).
При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Не стоит недооценивать роль кислот в нашей жизни, ведь многие из них просто незаменимы в повседневной жизни. Для начала давайте вспомним, что такое кислоты. Это сложные вещества. Формула записывается следующим образом: HnA, где H – водород, n – количество атомов, А – кислотный остаток.
К основным свойствам кислот относят возможность заменять молекулы атомов водорода на атомы металлов. Большинство из них не только едкие, а и очень ядовитые. Но есть и такие, с которыми мы сталкиваемся постоянно, без вреда для своего здоровья: витамин С, лимонная кислота, молочная кислота. Рассмотрим основные свойства кислот.
Физические свойства
Физические свойства кислот, часто помогают найти ключ для установления их характера. Кислоты могут существовать в трех видах: твердом, жидком и газообразном. Например: азотная (HNO3) и серная кислота (H2SO4) - это бесцветные жидкости; борная (H3BO3) и метафосфорная (HPO3) – твердые кислоты. Некоторые из них имеют цвет и запах. Разные кислоты по-разному растворяются в воде. Есть и нерастворимые: H2SiO3 – кремниевая. Жидкие вещества имеют кислый вкус. Название некоторым кислотам дали плоды, в которых они находятся: яблочная кислота, лимонная кислота. Другие же получили свое название от химических элементов, содержащихся в них.
Классификация кислот
Обычно кислоты классифицируют по нескольким признакам. Самый первый - это, по содержанию кислорода в них. А именно: кислородосодержащие (HClO4 – хлорная) и бескислородные (H2S – сероводородная).
По числу атомов водорода (по основности):
- Одноосновная – содержится один атом водорода (HMnO4);
- Двухосновная – имеет два атома водорода (H2CO3);
- Трехосновные, соответственно, имеют три атома водорода (H3BO);
- Полиосновные – имеют четыре и более атомов, встречаются редко (H4P2O7).
По классам химических соединений, делятся на органические и неорганические кислоты. Первые, в основном, встречаются в продуктах растительного происхождения: уксусная, молочная, никотиновая, аскорбиновая кислоты. К неорганическим кислотам относятся: серная, азотная, борная, мышьяковая. Спектр их применения довольно таки широк от промышленных потребностей (изготовление красителей, электролитов, керамики, удобрений и т.д.) до приготовления пищи или прочистки канализаций. Также кислоты можно классифицировать по силе, летучести, устойчивости и растворимости в воде.
Химические свойства
Рассмотрим основные химические свойства кислот.
- Первое - это взаимодействие с индикаторами. В качестве индикаторов используются лакмус, метилоранж, фенолфталеин и универсальная индикаторная бумага. В растворах кислот окраска индикатора сменит цвет: лакмус и универсальная инд. бумага станут красными, метилоранж – розовым, фенолфталеин останется бесцветным.
- Второе – взаимодействие кислот с основаниями. Такую реакцию еще называют нейтрализацией. Кислота вступает в реакцию с основанием, в результате чего мы имеем соль + вода. Например: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
- Так как почти все кислоты хорошо растворяются в воде, нейтрализацию можно проводить как с растворимыми, так и нерастворимыми основаниями. Исключение составляет кремниевая кислота, она почти не растворима в воде. Для ее нейтрализации требуются такие основания, как KOH или NaOH (они растворимы в воде).
- Третье – взаимодействие кислот с основными оксидами. Здесь так же происходит реакция нейтрализации. Основные оксиды являются близкими «родственниками» оснований, следовательно, реакция та же. Мы очень часто используем эти окислительные свойства кислот. Например, для удаления ржавчины с труб. Кислота реагирует с оксидом, превращаясь в растворимую соль.
- Четвертое – реакция с металлами. Не все металлы одинаково хорошо вступают в реакцию с кислотами. Их разделяют на активные (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) и неактивные (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Так же стоит обращать внимание на силу кислоты (сильные, слабые). Например, соляная и серная кислоты способны вступать в реакцию со всеми неактивными металлами, а лимонная и щавелевая кислоты настолько слабы, что очень медленно реагируют даже с активными металлами.
- Пятое – реакция кислородосодержащих кислот на нагревание. Почти все кислоты этой группы при нагревании распадаются на кислородный оксид и воду. Исключение составляют угольная (H3PO4) и сернистая кислоты (H2SO4). При нагревании они распадаются на воду и газ. Это надо запомнить. Вот и все основные свойства кислот.