Kai kurių neorganinių rūgščių ir druskų pavadinimai. Rūgščių klasifikavimas, paruošimas ir savybės

Leiskite trumpai priminti, pasitelkdamas konkrečius pavyzdžius, kaip teisingai vadinti druskas.

1 pavyzdys. Druska K 2 SO 4 susidaro iš sieros rūgšties liekanos (SO 4) ir metalo K. Sieros rūgšties druskos vadinamos sulfatais. K 2 SO 4 – kalio sulfatas.

2 pavyzdys. FeCl 3 – druskoje yra geležies ir druskos rūgšties liekanos (Cl). Druskos pavadinimas: geležies (III) chloridas. Atkreipkite dėmesį: šiuo atveju turime ne tik pavadinti metalą, bet ir nurodyti jo valentiškumą (III). Ankstesniame pavyzdyje tai nebuvo būtina, nes natrio valentingumas yra pastovus.

Svarbu: druskos pavadinimas turi nurodyti metalo valentingumą tik tuo atveju, jei metalas turi kintamą valentingumą!

3 pavyzdys. Ba(ClO) 2 – druskoje yra bario ir likusios hipochlorinės rūgšties (ClO). Druskos pavadinimas: bario hipochloritas. Metalo Ba valentingumas visuose jo junginiuose yra du, jo nurodyti nereikia.

4 pavyzdys. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. NH 4 grupė vadinama amoniu, šios grupės valentingumas yra pastovus. Druskos pavadinimas: amonio dichromatas (dichromatas).

Aukščiau pateiktuose pavyzdžiuose susidūrėme tik su vadinamuoju. vidutinės arba normalios druskos. Rūgštinės, šarminės, dvigubos ir kompleksinės druskos, organinių rūgščių druskos čia nebus aptariamos.

Jei jus domina ne tik druskų nomenklatūra, bet ir jų paruošimo būdai bei cheminės savybės, rekomenduoju pasiskaityti atitinkamus chemijos žinyno skyrius: "

Nenuvertinkite rūgščių vaidmens mūsų gyvenime, nes daugelis jų yra tiesiog nepakeičiamos kasdieniame gyvenime. Pirmiausia prisiminkime, kas yra rūgštys. Tai sudėtingos medžiagos. Formulė parašyta taip: HnA, kur H – vandenilis, n – atomų skaičius, A – rūgšties liekana.

Pagrindinės rūgščių savybės apima gebėjimą pakeisti vandenilio atomų molekules metalo atomais. Dauguma jų yra ne tik šarminės, bet ir labai nuodingos. Tačiau yra ir tokių, su kuriais susiduriame nuolat, nepakenkiant savo sveikatai: vitaminas C, citrinų rūgštis, pieno rūgštis. Panagrinėkime pagrindines rūgščių savybes.

Fizinės savybės

Fizinės rūgščių savybės dažnai parodo jų charakterį. Rūgštys gali būti trijų formų: kietos, skystos ir dujinės. Pavyzdžiui: azoto (HNO3) ir sieros rūgštis (H2SO4) yra bespalviai skysčiai; boro (H3BO3) ir metafosforo (HPO3) yra kietos rūgštys. Kai kurie iš jų turi spalvą ir kvapą. Skirtingos rūgštys vandenyje tirpsta skirtingai. Yra ir netirpių: H2SiO3 – silicis. Skystos medžiagos turi rūgštų skonį. Kai kurios rūgštys pavadintos pagal vaisius, kuriuose jos yra: obuolių rūgštis, citrinų rūgštis. Kiti savo pavadinimą gavo iš juose esančių cheminių elementų.

Rūgščių klasifikacija

Rūgštys paprastai klasifikuojamos pagal kelis kriterijus. Pats pirmasis yra pagrįstas deguonies kiekiu juose. Būtent: turintis deguonies (HClO4 – chloras) ir neturintis deguonies (H2S – vandenilio sulfidas).

Pagal vandenilio atomų skaičių (pagal baziškumą):

• Vienbazis – turi vieną vandenilio atomą (HMnO4);
• dvibazis – turi du vandenilio atomus (H2CO3);
• Atitinkamai, tribaziai turi tris vandenilio atomus (H3BO);
• Daugiabazis – turi keturis ar daugiau atomų, yra retas (H4P2O7).

Pagal cheminių junginių klases jie skirstomi į organines ir neorganines rūgštis. Pirmųjų daugiausia yra augalinės kilmės produktuose: acto, pieno, nikotino, askorbo rūgštyse. Neorganinės rūgštys apima: sieros, azoto, boro, arseno. Jų pritaikymo spektras gana platus – nuo ​​pramoninių poreikių (dažų, elektrolitų, keramikos, trąšų ir kt. gamyba) iki maisto ruošimo ar kanalizacijos valymo. Rūgštys taip pat gali būti klasifikuojamos pagal stiprumą, lakumą, stabilumą ir tirpumą vandenyje.

Cheminės savybės

Panagrinėkime pagrindines chemines rūgščių savybes.

• Pirmasis yra sąveika su rodikliais. Kaip indikatorius naudojamas lakmusas, metilo apelsinas, fenolftaleinas ir universalus indikatorinis popierius. Rūgščių tirpaluose indikatoriaus spalva keis spalvą: lakmusas ir universalus ind. popierius taps raudonas, metiloranžinė – rausva, fenolftaleinas liks bespalvis.
• Antrasis yra rūgščių sąveika su bazėmis. Ši reakcija taip pat vadinama neutralizavimu. Rūgštis reaguoja su baze, todėl susidaro druska + vanduo. Pavyzdžiui: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
• Kadangi beveik visos rūgštys gerai tirpsta vandenyje, neutralizuoti galima tiek tirpiomis, tiek netirpiomis bazėmis. Išimtis yra silicio rūgštis, kuri beveik netirpsta vandenyje. Jai neutralizuoti reikalingos bazės, tokios kaip KOH arba NaOH (jos tirpsta vandenyje).
• Trečia – rūgščių sąveika su baziniais oksidais. Čia taip pat vyksta neutralizacijos reakcija. Baziniai oksidai yra artimi bazių „giminaičiai“, todėl reakcija yra tokia pati. Šias oksidacines rūgščių savybes naudojame labai dažnai. Pavyzdžiui, pašalinti rūdis iš vamzdžių. Rūgštis reaguoja su oksidu ir sudaro tirpią druską.
• Ketvirta – reakcija su metalais. Ne visi metalai vienodai gerai reaguoja su rūgštimis. Jie skirstomi į aktyvius (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) ir neaktyvius (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Taip pat verta atkreipti dėmesį į rūgšties stiprumą (stiprią, silpną). Pavyzdžiui, druskos ir sieros rūgštys gali reaguoti su visais neaktyviais metalais, o citrinos ir oksalo rūgštys yra tokios silpnos, kad net su aktyviais metalais reaguoja labai lėtai.
• Penkta, deguonies turinčių rūgščių reakcija į kaitinimą. Beveik visos šios grupės rūgštys kaitinamos skyla į deguonies oksidą ir vandenį. Išimtys yra anglies rūgštis (H3PO4) ir sieros rūgštis (H2SO4). Kaitinant, jie skyla į vandenį ir dujas. Tai reikia atsiminti. Tai visos pagrindinės rūgščių savybės.

Rūgštys yra sudėtingos medžiagos, kurių molekulėse yra vandenilio atomų, kuriuos galima pakeisti arba pakeisti metalo atomais ir rūgšties liekana.

Pagal deguonies buvimą ar nebuvimą molekulėje rūgštys skirstomos į turinčias deguonies(H 2 SO 4 sieros rūgštis, H 2 SO 3 sieros rūgštis, HNO 3 azoto rūgštis, H 3 PO 4 fosforo rūgštis, H 2 CO 3 anglies rūgštis, H 2 SiO 3 silicio rūgštis) ir be deguonies(HF vandenilio fluorido rūgštis, HCl druskos rūgštis (vandenilio chlorido rūgštis), HBr vandenilio bromido rūgštis, HI vandenilio jodo rūgštis, H 2 S hidrosulfido rūgštis).

Priklausomai nuo vandenilio atomų skaičiaus rūgšties molekulėje, rūgštys yra vienabazinės (su 1 H atomu), dvibazinės (su 2 H atomais) ir tribazinės (su 3 H atomais). Pavyzdžiui, azoto rūgštis HNO 3 yra vienabazė, nes jos molekulėje yra vienas vandenilio atomas, sieros rūgštis H 2 SO 4 – dvibazis ir kt.

Yra labai mažai neorganinių junginių, turinčių keturis vandenilio atomus, kuriuos galima pakeisti metalu.

Rūgšties molekulės dalis be vandenilio vadinama rūgšties liekana.

Rūgščių likučiai gali sudaryti iš vieno atomo (-Cl, -Br, -I) – tai paprastos rūgštinės liekanos, arba gali būti sudarytos iš atomų grupės (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – tai kompleksinės liekanos.

Vandeniniuose tirpaluose mainų ir pakeitimo reakcijų metu rūgštinės liekanos nesunaikinamos:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Žodis anhidridas reiškia bevandenę, tai yra rūgštį be vandens. Pavyzdžiui,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoksinės rūgštys neturi anhidridų.

Rūgštys savo pavadinimą gavo iš rūgštį sudarančio elemento (rūgštį sudarančio agento) pavadinimo, pridedant galūnes „naya“ ir rečiau „vaya“: H 2 SO 4 - siera; H 2 SO 3 – anglis; H 2 SiO 3 – silicis ir kt.

Elementas gali sudaryti kelias deguonies rūgštis. Šiuo atveju rūgščių pavadinimuose nurodytos galūnės bus tada, kai elementas pasižymi didesniu valentiškumu (rūgšties molekulėje yra daug deguonies atomų). Jei elemento valentingumas yra mažesnis, rūgšties pavadinimo galūnė bus „tuščia“: HNO 3 - azoto, HNO 2 - azoto.

Rūgštys gali būti gaunamos ištirpinant anhidridus vandenyje. Jei anhidridai netirpsta vandenyje, rūgštį galima gauti kitai stipresnei rūgštimi veikiant reikiamos rūgšties druską. Šis metodas būdingas tiek deguonies, tiek bedeguonies rūgštims. Be deguonies rūgštys taip pat gaunamos tiesioginės sintezės būdu iš vandenilio ir nemetalų, po to gautą junginį ištirpinant vandenyje:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Susidariusių dujinių medžiagų HCl ir H 2 S tirpalai yra rūgštys.

Normaliomis sąlygomis rūgštys egzistuoja tiek skystoje, tiek kietoje būsenoje.

Cheminės rūgščių savybės

Rūgščių tirpalai veikia indikatorius. Visos rūgštys (išskyrus silicio rūgštį) gerai tirpsta vandenyje. Specialios medžiagos - indikatoriai leidžia nustatyti rūgšties buvimą.

Indikatoriai yra sudėtingos struktūros medžiagos. Jie keičia spalvą priklausomai nuo sąveikos su įvairiomis cheminėmis medžiagomis. Neutraliuose tirpaluose jie turi vieną spalvą, bazių tirpaluose – kitos spalvos. Sąveikaujant su rūgštimi, jie keičia spalvą: metiloranžinis indikatorius parausta, o lakmuso indikatorius taip pat raudonuoja.

Sąveika su bazėmis susidaro vanduo ir druska, kurioje yra nepakitusios rūgšties liekanos (neutralizacijos reakcija):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Sąveika su baziniais oksidais susidarant vandeniui ir druskai (neutralizacijos reakcija). Druskoje yra rūgšties liekanos, kurios buvo naudojamos neutralizavimo reakcijoje:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Sąveika su metalais. Kad rūgštys galėtų sąveikauti su metalais, turi būti įvykdytos tam tikros sąlygos:

1. metalas turi būti pakankamai aktyvus rūgščių atžvilgiu (metalų aktyvumo eilėje jis turi būti prieš vandenilį). Kuo toliau į kairę metalas yra veiklos serijoje, tuo intensyviau jis sąveikauja su rūgštimis;

2. rūgštis turi būti pakankamai stipri (tai yra galinti dovanoti vandenilio jonus H +).

Kai vyksta cheminės rūgšties reakcijos su metalais, susidaro druska ir išsiskiria vandenilis (išskyrus metalų sąveiką su azoto ir koncentruota sieros rūgštimis):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Vis dar turite klausimų? Norite sužinoti daugiau apie rūgštis?
Norėdami gauti pagalbos iš dėstytojo, užsiregistruokite.
Pirma pamoka nemokama!

svetainėje, kopijuojant visą medžiagą ar jos dalį, būtina nuoroda į šaltinį.

Rūgštys- sudėtingos medžiagos, susidedančios iš vieno ar daugiau vandenilio atomų, kuriuos galima pakeisti metalo atomais ir rūgštinėmis liekanomis.

Rūgščių klasifikacija

1. Pagal vandenilio atomų skaičių: vandenilio atomų skaičius ( n ) nustato rūgščių šarmiškumą:

n= 1 monobazė

n= 2 dibazės

n= 3 gentis

2. Pagal sudėtį:

a) Deguonies turinčių rūgščių, rūgščių likučių ir atitinkamų rūgščių oksidų lentelė:

b) Rūgščių be deguonies lentelė

Rūgščių fizinės savybės

Daugelis rūgščių, tokių kaip sieros, azoto ir druskos, yra bespalviai skysčiai. taip pat žinomos kietosios rūgštys: ortofosforinės, metafosforinės HPO 3, boro H 3 BO 3 . Beveik visos rūgštys tirpsta vandenyje. Netirpios rūgšties pavyzdys yra silicio rūgštis H2SiO3 . Rūgščių tirpalai yra rūgštaus skonio. Pavyzdžiui, daugeliui vaisių rūgštų skonį suteikia juose esančios rūgštys. Iš čia kilo rūgščių pavadinimai: citrinų, obuolių ir kt.

Rūgščių gamybos būdai

Cheminės rūgščių savybės

1. Pakeiskite indikatorių spalvą

2. Reaguoti su metalais veiklos serijoje iki H 2

(išskyrus HNO 3 -Azoto rūgštis)

Vaizdo įrašas "Rūgščių sąveika su metalais"

Aš + RŪGŠTIS = DRUSKA + H 2 (r. pakeitimas)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Su baziniais (amfoteriniais) oksidais – metalų oksidai

Vaizdo įrašas "Metalų oksidų sąveika su rūgštimis"

Kailis x O y + RŪGŠTIS = DRUSKA + H 2 O (keisti rublį)

4. Reaguokite su bazėmis – neutralizacijos reakcija

RŪGŠTIS + BAZĖ = DRUSKA + H 2 O (keisti rublį)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

5. Reaguokite su silpnų lakiųjų rūgščių druskomis - jei susidaro rūgštis, nuosėdos arba išsiskiria dujos:

2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (konc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( R . mainai )

Vaizdo įrašas "Rūgščių sąveika su druskomis"

6. Deguonies turinčių rūgščių skilimas kaitinant

(išskyrus H 2 TAIP 4 ; H 3 P.O. 4 )

RŪGŠTIS = RŪGŠTIS OKSIDAS + VANDUO (r. išplėtimas)

Prisiminti!Nestabilios rūgštys (anglies ir sieros rūgštys) – skyla į dujas ir vandenį:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Vandenilio sulfido rūgštis gaminiuose išleidžiamas kaip dujos:

CaS + 2HCl = H 2 S+CaCl2

UŽDUOTIES UŽDUOTYS

Nr. 1. Lentelėje paskirstykite chemines rūgščių formules. Duok jiems vardus:

LiOH, Mn 2 O 7, CaO, Na 3 PO 4, H 2 S, MnO, Fe (OH) 3, Cr 2 O 3, HI, HClO 4, HBr, CaCl 2, Na 2 O, HCl, H 2 SO 4, HNO 3, HMnO 4, Ca (OH) 2, SiO 2, rūgštys

Besaur-

gimtoji

Turintis deguonies

tirpus

netirpios

vienas-

pagrindinis

dviejų pagrindinių

trijų pagrindinių

Nr. 2. Užrašykite reakcijų lygtis:

Ca + HCl

Na+H2SO4

Al+H2S

Ca+H3PO4
Pavadinkite reakcijos produktus.

Nr. 3. Užrašykite reakcijų lygtis ir pavadinkite produktus:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe2O3 + H2SO4

Nr. 4. Užrašykite rūgščių reakcijų su bazėmis ir druskomis lygtis:

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Pavadinkite reakcijos produktus.

PRATIMAS

Treneris Nr.1. "Rūgščių formulė ir pavadinimai"

Treneris Nr.2. „Atitikties nustatymas: rūgšties formulė – oksido formulė“

Saugos priemonės – Pirmoji pagalba rūgščiai patekus ant odos

Saugos priemonės -

Rūgštys gali būti klasifikuojamos pagal skirtingus kriterijus:

1) Deguonies atomų buvimas rūgštyje

2) Rūgščių šarmingumas

Rūgšties šarmiškumas yra „judrių“ vandenilio atomų skaičius jos molekulėje, kurie disociacijos metu gali atsiskirti nuo rūgšties molekulės vandenilio katijonų pavidalu H +, o taip pat pakeisti metalo atomais:

4) Tirpumas

5) Stabilumas

7) Oksidacinės savybės

Cheminės rūgščių savybės

1. Gebėjimas atsiriboti

Rūgštys vandeniniuose tirpaluose disocijuoja į vandenilio katijonus ir rūgščių liekanas. Kaip jau minėta, rūgštys skirstomos į gerai disocijuojančias (stiprias) ir mažai disociuojančias (silpnas). Rašant stiprių vienbazių rūgščių disociacijos lygtį, naudojama arba viena dešinėn nukreipta rodyklė () arba lygybės ženklas (=), o tai rodo, kad tokia disociacija yra praktiškai negrįžtama. Pavyzdžiui, stiprios druskos rūgšties disociacijos lygtis gali būti parašyta dviem būdais:

arba tokia forma: HCl = H + + Cl -

arba tokiu būdu: HCl → H + + Cl -

Tiesą sakant, rodyklės kryptis rodo, kad atvirkštinis vandenilio katijonų sujungimo su rūgštinėmis liekanomis procesas (asociacija) stipriose rūgštyse praktiškai nevyksta.

Jei norime parašyti silpnos monoprotinės rūgšties disociacijos lygtį, lygtyje vietoj ženklo turime naudoti dvi rodykles. Šis ženklas atspindi silpnų rūgščių disociacijos grįžtamumą - jų atveju atvirkštinis vandenilio katijonų sujungimo su rūgštinėmis liekanomis procesas yra labai ryškus:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Polibazinės rūgštys disocijuoja laipsniškai, t.y. Vandenilio katijonai nuo jų molekulių atskiriami ne vienu metu, o po vieną. Dėl šios priežasties tokių rūgščių disociacija išreiškiama ne viena, o keliomis lygtimis, kurių skaičius lygus rūgšties šarmingumui. Pavyzdžiui, tribazinės fosforo rūgšties disociacija vyksta trimis etapais, kintant H + katijonų atskyrimui:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2 -

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Reikėtų pažymėti, kad kiekvienas paskesnis disociacijos etapas vyksta mažesniu mastu nei ankstesnis. Tai yra, H 3 PO 4 molekulės disocijuoja geriau (didesniu mastu) nei H 2 PO 4 - jonai, kurie, savo ruožtu, disocijuoja geriau nei HPO 4 2 - jonai. Šis reiškinys yra susijęs su rūgščių likučių krūvio padidėjimu, dėl kurio padidėja ryšio tarp jų ir teigiamų H + jonų stiprumas.

Iš daugiabazių rūgščių išimtis yra sieros rūgštis. Kadangi ši rūgštis gerai disocijuoja abiejose stadijose, leidžiama jos disociacijos lygtį užrašyti viename etape:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Rūgščių sąveika su metalais

Septintasis taškas rūgščių klasifikacijoje yra jų oksidacinės savybės. Teigiama, kad rūgštys yra silpni oksidatoriai ir stiprūs oksidatoriai. Didžioji dauguma rūgščių (beveik visos, išskyrus H 2 SO 4 (konc.) ir HNO 3) yra silpnos oksidacinės medžiagos, nes jos gali parodyti savo oksidacinį gebėjimą tik dėl vandenilio katijonų. Tokios rūgštys gali oksiduoti tik tuos metalus, kurie yra aktyvumo eilėje į kairę nuo vandenilio, o produktai sudaro atitinkamo metalo ir vandenilio druską. Pavyzdžiui:

H 2 SO 4 (praskiestas) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl2 + H2

Kalbant apie stiprias oksiduojančias rūgštis, t.y. H 2 SO 4 (konc.) ir HNO 3, tada metalų, kuriuos jie veikia, sąrašas yra daug platesnis ir apima visus metalus prieš vandenilį aktyvumo serijoje ir beveik viską po to. Tai yra, pavyzdžiui, bet kokios koncentracijos koncentruota sieros rūgštis ir azoto rūgštis oksiduos net ir mažai aktyvius metalus, tokius kaip varis, gyvsidabris ir sidabras. Azoto rūgšties ir koncentruotos sieros rūgšties sąveika su metalais, taip pat kai kuriomis kitomis medžiagomis dėl jų specifiškumo bus aptarta atskirai šio skyriaus pabaigoje.

3. Rūgščių sąveika su baziniais ir amfoteriniais oksidais

Rūgštys reaguoja su baziniais ir amfoteriniais oksidais. Silicio rūgštis, nes ji netirpi, nereaguoja su mažai aktyviais baziniais oksidais ir amfoteriniais oksidais:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO3 + Fe2O32Fe(NO3)3 + 3H2O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Rūgščių sąveika su bazėmis ir amfoteriniais hidroksidais

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Rūgščių sąveika su druskomis

Ši reakcija įvyksta, jei susidaro nuosėdos, dujos arba žymiai silpnesnė rūgštis nei ta, kuri reaguoja. Pavyzdžiui:

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Azoto ir koncentruotų sieros rūgščių specifinės oksidacinės savybės

Kaip minėta aukščiau, bet kokios koncentracijos azoto rūgštis, taip pat tik koncentruota sieros rūgštis yra labai stiprūs oksidatoriai. Visų pirma, skirtingai nuo kitų rūgščių, jos oksiduoja ne tik metalus, esančius prieš vandenilį aktyvumo serijoje, bet ir beveik visus metalus po jo (išskyrus platiną ir auksą).

Pavyzdžiui, jie gali oksiduoti varį, sidabrą ir gyvsidabrį. Tačiau reikia tvirtai suvokti, kad daugelis metalų (Fe, Cr, Al), nepaisant to, kad jie yra gana aktyvūs (prieš vandenilį), vis dėlto nereaguoja su koncentruotu HNO 3 ir koncentruotu H 2 SO 4 be kaitinimas dėl pasyvavimo reiškinio - tokių metalų paviršiuje susidaro apsauginė kietų oksidacijos produktų plėvelė, kuri neleidžia koncentruotų sieros ir koncentruotų azoto rūgščių molekulėms giliai prasiskverbti į metalą, kad įvyktų reakcija. Tačiau stipriai kaitinant reakcija vis tiek vyksta.

Sąveikos su metalais atveju privalomi produktai visada yra atitinkamo metalo druska ir naudojama rūgštis, taip pat vanduo. Taip pat visada išskiriamas trečiasis produktas, kurio formulė priklauso nuo daugelio veiksnių, ypač tokių kaip metalų aktyvumas, taip pat rūgščių koncentracija ir reakcijos temperatūra.

Didelis koncentruotų sieros ir koncentruotų azoto rūgščių oksidacinis gebėjimas leidžia joms reaguoti ne tik su praktiškai visais aktyvumo serijos metalais, bet net ir su daugeliu kietųjų nemetalų, ypač su fosforu, siera ir anglimi. Žemiau esančioje lentelėje aiškiai parodyti sieros ir azoto rūgščių sąveikos su metalais ir nemetalais produktai, priklausomai nuo koncentracijos:

7. Bedeguonių rūgščių redukcinės savybės

Visos rūgštys be deguonies (išskyrus HF) gali turėti redukuojančių savybių dėl cheminio elemento, įtraukto į anijoną, veikiant įvairiems oksiduojantiems agentams. Pavyzdžiui, visas vandenilio halogenines rūgštis (išskyrus HF) oksiduoja mangano dioksidas, kalio permanganatas ir kalio dichromatas. Šiuo atveju halogenidų jonai oksiduojami iki laisvųjų halogenų:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

18HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2 Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Iš visų vandenilio halogeninių rūgščių didžiausią redukcinį aktyvumą turi jodo rūgštis. Skirtingai nuo kitų vandenilio halogeninių rūgščių, net geležies oksidas ir druskos gali jį oksiduoti.

6HI+Fe2O32FeI2+I2↓ + 3H2O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Vandenilio sulfido rūgštis H 2 S taip pat turi didelį redukcinį aktyvumą. Net oksidatorius, pavyzdžiui, sieros dioksidas, gali ją oksiduoti.