З чим реагують слабкі кислоти. Кислоти: класифікація і хімічні властивості

ВИЗНАЧЕННЯ

кислоти - електроліти, при дисоціації яких з позитивних іонів утворюються тільки іони H + (H 3 O +):

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -;

H 2 S ↔ H + + HS - ↔ 2H + + S 2.

Існує кілька класифікацій кислот, так, по числу атомів водню, здатних до утеплення в водному розчині, Кислоти ділять на одноосновні (HF, HNO 2), двохосновні (H 2 CO 3) і триосновні (H 3 PO 4). Залежно від змісту в складі кислоти атомів кисню кислоти ділять на безкисневі (HCl, HF) і кисень (H 2 SO 4, H 2 SO 3).

Хімічні властивості кислот

До хімічними властивостями неорганічних кислот відносять:

- здатність змінювати забарвлення індикаторів, наприклад, лакмус при попаданні в розчин кислоти набуває червоне забарвлення (це обумовлено дисоціацією кислот);

- взаємодія з активними металами, що стоять в ряду активності до водню

Fe + H 2 SO 4 (р - р) \u003d FeSO 4 + H 2;

- взаємодія з основними та амфотерними оксидами

2HCl + FeO \u003d FeCl 2 + H 2 O;

6HNO 3 + Al 2 O 3 \u003d 2Al (NO 3) 3 + 3H 2 O;

- взаємодія з підставами (в разі взаємодії кислот з лугами відбувається реакція нейтралізації в ході якої відбувається утворення солі і води, з нерозчинними в воді підставами реагують тільки розчинні у воді кислоти)

H 2 SO 4 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O;

H 2 SO 4 + Cu (OH) 2 ↓ \u003d CuSO 4 + 2H 2 O;

- взаємодія з солями (тільки в тому випадку, якщо в ходу реакції відбувається утворення мало- або нерозчинного з'єднання, води або виділення газоподібного речовини)

H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl;

2HNO 3 + Na 2 CO 3 \u003d 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O;

- сильні кислоти здатні витісняти більш слабкі з розчинів їх солей

K 3 PO 4 + 3HCl \u003d 3KCl + H 3 PO 4;

Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O;

- окислювально-відновні реакції, пов'язані з властивостями аніонів кислот:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HCl;

Pb + 4HNO 3 (конц) \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

Фізичні властивості кислот

При н.у. більшість неорганічних кислот існують в рідкому стані, деякі - в твердому стані (H 3 PO 4, H 3 BO 3). Практично всі кислоти добре розчинні у воді, крім кремнієвої кислоти (H 2 SiO 3)

отримання кислот

Основні способи отримання кислот:

- реакції взаємодії кислотних оксидів з водою

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4;

- реакції сполуки неметалів з воднем (безкисневі кислоти)

H 2 + S ↔ H 2 S;

- реакції обміну між солями і іншими кислотами

K 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ↓ + 2KCl.

застосування кислот

З усіх неорганічних кислот найбільш широку сферу застосування знайшли соляна, сірчана, ортофосфорна і азотна кислоти. Їх використовують в якості сировини для отримання різного спектру речовин - інших кислот, солей, добрив, барвників, вибухових речовин, лаків і фарб і т.д. Розбавлені соляну, ортофосфорну і борну кислоти використовують в медицині. Також кислоти знайшли широке застосування в побуті.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

завдання

розрахуйте масу кремнієвої кислоти (приймаючи її складу H 2 SiO 3), отриманої при дії на розчин силікату натрію об'ємом 400 мл з масовою часткою солі 20% (щільність розчину 1,1 г / мл) надлишку соляної кислоти.

Рішення

Запишемо рівняння реакції отримання кремнієвої кислоти:

2HCl + Na 2 SiO 3 \u003d 2NaCl + H 2 SiO 3 ↓.

Знайдемо масу силікату натрію знаючи обсяг розчину, його щільність і вміст основної речовини в розчині (див. Умову задачі):

m (Na 2 SiO 3) \u003d V (Na 2 SiO 3) × ρ × ω / 100%;

m (Na 2 SiO 3) \u003d 400 × 1,1 × 20/100% \u003d 88 м

Тоді, кількість речовини силікату натрію:

v (Na 2 SiO 3) \u003d m (Na 2 SiO 3) / M (Na 2 SiO 3);

v (Na 2 SiO 3) \u003d 88/122 \u003d 0,72 моль.

За рівняння реакції кількість речовини кремнієвої кислоти v (H 2 SiO 3) \u003d v (Na 2 SiO 3) \u003d 0,72 моль. Отже, маса кремнієвої кислоти буде дорівнює:

m (H 2 SiO 3) \u003d 0,72 × 78 \u003d 56,2 м

відповідь

Маса кремнієвої кислоти - 56,2 м

трохи теорії

кислоти

кислоти - це складні речовини, утворені атомами водню, здатними заміщатися на атоми металу і кислотнимизалишками.

кислоти - це електроліти, при дисоціації яких утворюються тільки катіони водню і аніони кислотних залишків.

Класифікація кислот

Класифікація кислот за складом

Класифікація кислот за кількістю атомів водню

Класифікація кислот на сильні і слабкі кислоти.

Хімічні властивості кислот

Взаємодія з основними оксидами з утворенням солі і води:

Взаємодія з амфотерними оксидами з утворенням солі і води:

Взаємодія з лугами з утворенням солі і води (Реакція нейтралізації):

Взаємодія з солями, якщо випадає осад або виділяється газ:

Сильні кислоти витісняють слабші з їхніх солей:

(в даному випадку утворюється нестійка вугільна кислота , Яка відразу ж розпадається на воду і вуглекислий газ)

- лакмус стає червоним

Метилоранж стає червоним.

отримання кислот

1. водень + неметалл
H 2 + S → H 2 S
2. кислотний оксид + вода
P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4
виняток:
2NO 2 + H 2 O → HNO 2 + HNO 3
SiO 2 + H 2 O-не реагує
3. кислота + сіль
У продукті реакції повинен утворюватися осад, газ або вода. Зазвичай більш сильні кислоти витісняють менш сильні кислоти з солей. Якщо сіль нерастворима в воді, то вона реагує з кислотою, якщо утворюється газ.
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 O + CO 2
K 2 SiO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ↓

Основи

Основи(Основні гідроксиди) - складні речовини, Які складаються з атомів металу або іона амонію і гидроксогрупп (-OH). У водному розчині дисоціюють з утворенням катіонів та аніонів ОН-. Назва підстави зазвичай складається з двох слів: «гідроксид металу / амонію». Добре розчинні у воді підстави називаються лугами.

Класифікація підстав

1. За розчинності у воді.
розчинні підстави
(Лугу): гідроксид натрію NaOH, гідроксид калію KOH, гідроксид барію Ba (OH) 2, гідроксид стронцію Sr (OH) 2, гідроксид цезію CsOH, гідроксид рубідію RbOH.
Практично нерозчинні підстави
: Mg (OH) 2, Ca (OH) 2, Zn (OH) 2, Cu (OH) 2
Розподіл на розчинні і нерозчинні підстави практично повністю збігається з поділом на сильні і слабкі підстави, або гідроксиди металів і перехідних елементів
2. За кількістю гідроксильних груп в молекулі.
- Однокіслотние (Гідроксид натрію NaOH)
- Двукіслотние (Гідроксид міді (II) Cu (OH) 2 )
- Трехкіслотние (Гідроксид заліза (III) In (OH) 3 )
3. За летючості.
- летючі: NH3
- нелеткі: Лугу, нерозчинні підстави.
4. За стабільністю.
- Стабільні: гідроксид натрію NaOH, гідроксид барію Ba (OH) 2
- Нестабільні: гідроксид амонію NH3 · H2O (гідроксид амонію).
5. За ступенем електролітичноїдисоціації.
- Сильні (α\u003e 30%): лугу.

Слабкі (α< 3 %): нерастворимые основания.

отримання

Взаємодія сільноосновним оксиду з водою дозволяє отримати серйозна причина або луг.

слабоосновние і амфотерні оксиди з водою не реагують, тому відповідні їм гідроксиди таким способом отримати не можна.

Гідроксиди малоактивних металів отримують при додаванні лугу до розчинів відповідних солей. Так як розчинність слабоосновних гідроксидів у воді дуже мала, гідроксид випадає з розчину у вигляді студнеобразной маси.

Також підстава можна отримати при взаємодії лужного або щелочноземельного металу з водою.

гідроксиди лужних металів в промисловості отримують електролізом водних розчинів солей:

Деякі підстави можна отримати обмінними реакціями:

Хімічні властивості

У водних розчинах підстави диссоциируют, що змінює іонну рівновагу:

це зміна проявляється в кольорах деяких
кислотно-основних індикаторів:
лакмус стає синім,
метилоранж - жовтим,
фенолфталеиннабуваєколір фуксії.

При взаємодії з кислотою відбувається реакція нейтралізації і утворюється сіль і вода:

Примітка:
реакція не йде, якщо і кислота і підставу слабкі .

При надлишку кислоти або підстави реакція нейтралізації йде не до кінця і утворюються кислі або основні солі, відповідно:

Розчинні підстави можуть реагувати з амфотерними гідроксидами з утворенням гідроксокомплексів:

Підстави реагують з кислотними або амфотерними оксидами з утворенням солей:

Розчинні снования вступають в обмінні реакції з розчинними солями:

Кислоти можна класифікувати виходячи з різних критеріїв:

1) Наявність атомів кисню в кислоті

2) Основность кислоти

Основностью кислоти називають число «рухомих» атомів водню в її молекулі, здатних при дисоціації отщепляться від молекули кислоти у вигляді катіонів водню H +, а також заміщатися на атоми металу:

4) Розчинність

5) Стійкість

7) Окисляющие властивості

Хімічні властивості кислот

1. Здатність до дисоціації

Кислоти дисоціюють у водних розчинах на катіони водню і кислотні залишки. Як вже було сказано, кислоти діляться на добре диссоциирующие (сильні) і малодиссоциирующие (слабкі). При записи рівняння дисоціації сильних одноосновних кислот використовується або одна спрямована вправо стрілка (), або знак рівності (\u003d), що показує фактично незворотність такої дисоціації. Наприклад, рівняння дисоціації сильної соляної кислоти може бути записано двояко:

або в такому вигляді: HCl \u003d H + + Cl -

або в такому: HCl → H + + Cl -

По суті напрямок стрілки говорить нам про те, що зворотний процес об'єднання катіонів водню з кислотними залишками (асоціація) у сильних кислот практично не протікає.

У разі, якщо ми захочемо написати рівняння дисоціації слабкої одноосновної кислоти, ми повинні використовувати в рівнянні замість знака дві стрілки. Такий знак відображає оборотність дисоціації слабких кислот - в їхньому випадку сильно виражений зворотний процес об'єднання катіонів водню з кислотними залишками:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, тобто катіони водню від їх молекул відриваються не одночасно, а по черзі. З цієї причини дисоціація таких кислот виражається не одним, а кількома рівняннями, кількість яких одно основності кислоти. Наприклад, дисоціація Трехосновной фосфорної кислоти протікає в три ступені з почерговим відривом катіонів H +:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 -

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

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Слід зазначити, що кожна наступна сходинка дисоціації протікає в меншій мірі, ніж попередня. Тобто, молекули H 3 PO 4 диссоциируют краще (більшою мірою), ніж іони H 2 PO 4 -, які, в свою чергу, диссоциируют краще, ніж іони HPO 4 2-. Пов'язано таке явище зі збільшенням заряду кислотних залишків, внаслідок чого зростає міцність зв'язку між ними і позитивними іонами H +.

З многоосновних кислот винятком є сірчана кислота. Оскільки дана кислота добре дисоціює за обома сходами, допустимо записувати рівняння її дисоціації в одну стадію:

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

2. Взаємодія кислот з металами

Сьомим пунктом в класифікації кислот ми вказали їх окислювальні властивості. Було зазначено, що кислоти бувають слабкими окислювачами і сильними окислювачами. Переважна більшість кислот (практично всі крім H 2 SO 4 (конц.) І HNO 3) є слабкими окислювачами, так як можуть проявляти свою окислюється здатність тільки за рахунок катіонів водню. Такі кислоти можуть окислити з металів тільки ті, які знаходяться в ряду активності лівіше водню, при цьому в якості продуктів утворюється сіль відповідного металу і водень. наприклад:

H 2 SO 4 (разб.) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Що стосується кислот-сильних окислювачів, тобто H 2 SO 4 (конц.) І HNO 3, то список металів, на які вони діють, набагато ширше, і в нього входять як все метали до водню в ряду активності, так і практично всі після. Тобто концентрована сірчана кислота і азотна кислота будь-якої концентрації, наприклад, будуть окисляти навіть такі малоактивні метали, як мідь, ртуть, срібло. Більш докладно взаємодія азотної кислоти і сірчаної концентрованої з металами, а також деякими іншими речовинами через їх специфічності буде розглянуто окремо в кінці цього розділу.

3. Взаємодія кислот з основними і амфотерними оксидами

Кислоти реагують з основними і амфотерними оксидами. Кремнієва кислота, оскільки є нерозчинної, в реакцію з малоактивними основними оксидами і амфотерними оксидами не вступає:

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

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Взаємодія кислот з підставами і амфотерними гідроксидами

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

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

5. Взаємодія кислот з солями

Дана реакція протікає в разі, якщо утворюється осад, газ або істотно слабкіша кислота, ніж та, яка вступає в реакцію. наприклад:

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. Специфічні окисні властивості азотної і концентрованої сірчаної кислот

Як вже було сказано вище, азотна кислота в будь-якої концентрації, а також сірчана кислота виключно в концентрованому стані є дуже сильними окислювачами. Зокрема, на відміну від інших кислот вони окислюють не тільки метали, які знаходяться до водню в ряду активності, але і практично всі метали після нього (крім платини і золота).

Так, наприклад, вони здатні окислити мідь, срібло і ртуть. Слід однак твердо засвоїти той факт, що ряд металів (Fe, Cr, Al) незважаючи на те, що є досить активними (знаходяться до водню), тим не менше, не реагують з концентрованою HNO 3 і концентрованою H 2 SO 4 без нагрівання по причини явища пассивации - на поверхні таких металів утворюється захисна плівка з твердих продуктів окислення, яка не дозволяє молекулами концентрованої сірчаної і концентрованої азотної кислот проникати вглиб металу для протікання реакції. Однак, при сильному нагріванні реакція все таки протікає.

У разі взаємодії з металами обов'язковими продуктами завжди є сіль відповідного метала і використовуваної кислоти, а також вода. Також, якщо ви стикалися третій продукт, формула якого залежить від багатьох факторів, зокрема, таких, як активність металів, а також концентрація кислот і температура проведення реакцій.

Висока окислювальна здатність концентрованої сірчаної і концентрованої азотної кислот дозволяє їм реагувати не тільки практичним з усіма металами ряду активності, але навіть з багатьма твердими неметаллами, зокрема, з фосфором, сіркою, вуглецем. Нижче в таблиці наочно представлені продукти взаємодії сірчаної та азотної кислот з металами і неметалами в залежності від концентрації:

7. Відновлювальні властивості безкисневих кислот

Все безкисневі кислоти (крім HF) можуть проявляти відновні властивості за рахунок хімічного елемента, що входить до складу аніону, при дії різних окислювачів. Так, наприклад, всі галогеноводородних кислоти (крім HF) окислюються діоксидом марганцю, перманганатом калію, дихроматом калію. При цьому галогенид-іони окислюються до вільних галогенів:

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

16HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

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

Серед всіх галогеноводородних кислот найбільшою відновлювальної активністю володіє іодоводородной кислота. На відміну від інших галогеноводородних кислот її можуть окислити навіть оксид і солі тривалентного заліза.

6HI \u200b\u200b+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Високою відновною активністю володіє також і сірководнева кислота H 2 S. Її може окислити навіть такий окислювач, як діоксид сірки.

Кислоти - це складні речовини, чиї молекули складаються з атомів водню (здатних заміщатися атомами металів), пов'язаних з кислотним залишком. Кислоти бувають органічні і неорганічні, безкисневі і кисневі.

Класифікація та властивості кислот

Кислоти - це рідкі (наприклад, H 2 SO 4 - сірчана кислота) і тверді (наприклад, H 3 PO 4 -ортофосфорная кислота) суміші. Більшість кислот добре розчинні у воді. Але є і нерозчинні, типовий приклад, H 2 SiO 3 - кремнієва кислота. Кислоти здатні роз'їдати шкіру і тканини. До фізичних властивостей кислот можна віднести те, що вони змінюють колір індикаторів: лакмус - в червоний, метиловий оранжевий - в рожевий, фенолфталеїн - в безбарвний.

Мал. 1. Таблиця зміна кольору індикаторів на кислоти.

З точки зору теорії електролітичної дисоціації, кислоти - це електроліти, здатні диссоциировать у водному розчині з утворенням в якості катіонів тільки іонів водню. Отже, кислоти можна називати протолітами, тобто речовинами віддають протон.

За допомогою кількості атомів водню, здатних заміщатися на метал, визначає основність кислоти: одноосновні кислоти - HBr, HClO2; двохосновні - H 2 SO 3, H 2 S; триосновні - H 3 PO 4 (ортофосфорна кислота) і т.д.

Мал. 2. Формула ортофосфорної кислоти в молекулярно-іонному вигляді.

Кислоти діляться на кисневі і безкисневі (приклад перших - HNO 3, друге - HCl).

Назви безкисневих кислот будуються таким чином: до кореня російської назви неметалла, що утворює кислоту, додається буква про і слово «воднева». Наприклад: HCl - хлороводородная кислота, H 2 S - сірководнева кислота.

Назва кисневих кислот утворюється від російської назви центрального елемента з додаванням різних суфіксів, що характеризують ступінь його окислення, і слова «кислота».

Граничної ступеня окислення центрального елемента відповідають суфікси «н» або «ов». У міру зниження ступеня окислення суфікси змінюються в наступному порядку: -оват-, -іст-, -оватіст-. Наприклад: HClO 4 - хлорне кислота, HClO 3 - хлоратна кислота, HClO 2 - хлориста кислота, HClO - хлорнуватиста кислота.

Мал. 3. кисневі і безкисневі кислоти.

Хімічні властивості кислот

Кислоти реагують з основними і амфотерними оксидами, з підставами і солями:

H 2 SO 4 + CuO \u003d CuSO 4 + H 2 O

H 2 SO 4 + ZnO \u003d ZnSO 4 + H 2 O

H 2 SO 4 + Ba (OH) 2 \u003d BaSO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl \u003d BaSO 4 + 2HCl

Метали, що стоять в ряду стандартних електродних потенціалів лівіше водню, витісняють його з кислот (виняток HNO 3, конц. H 2 SO 4), наприклад:

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

Таблиця хімічних властивостей кислот

Кисневі кислоти отримують найчастіше при взаємодії відповідних оксидів з водою:

P 4 O 10 + 6H 2 O \u003d 4H 3 PO 4;

а безкисневі кислоти отримують при взаємодії неметалла з воднем з наступним розчиненням отриманого з'єднання в воді: H 2 + Br 2 \u003d 2HBr

Що ми дізналися?

У 8 класі з хімії дається загальна інформація про кислотах в цілому і про їх кислотно-основних свойствах.В статті дається інформація коротко про хімічні властивості кислот, а також фізичні властивості цих речовин і способи їх отримання. досліджувані хімічні елементи мають ряд хімічних властивостей, наприклад, вони можуть взаємодіяти з солями, оксидами, металами.

Тест по темі

оцінка доповіді

Середня оцінка: 4.2. Всього отримано оцінок: 97.

Багато кислоти розчиняються у воді, надаючи їй кислуватий смак. Щоб дізнатися присутність кислоти в розчині застосовуються індикатори: лакмус і метиловий оранжевий фарбуються в червоний колір.
З лугами взаємодіють сильні кислоти. Відбувається реакція нейтралізації, з - за того, що кисле середовище кислоти, а так само лужне середовище лугу в сумі утворюють нейтральне середовище води. скорочена іонне рівняння реакції нейтралізації має загальний вигляд: Н + + ОН - → Н 2 О
Взаємодіють з основними і амфотерними підставами і оксидами, утворюючи солі і воду. Дані реакції через утворення електроліту завжди проходять до кінця. У них розчиняються багато оксиди і нерозчинні підстави.
Можлива взаємодія кислот з солями, за умови освіти малорозчинних або газоподібних речовин.

Взаємодія кислот з металами:

Класифікацій кислот:

За складом кислотного залишку кислоти діляться на:

кислородсодержащие - це гідроксиди. Вони відносяться до цієї групи, так як містять в своєму складі ОН - групу. До них відносяться кислоти:
- сірчана - H 2 SO 4;
- сірчиста - H 2 SO 3;
- азотна - HNO 3;
- фосфорна - H 3 PO 4;
- вугільна - H 2 CO 3;
- кремнієва - H 2 SiO 3.
безкисневі- кисню в своєму складі не мають. До них відносяться кислоти:
- фтороводородной HF;
- хлороводородная або соляна HCl;
- бромоводородной HBr;
- іодоводородной HI;
- сірководнева H 2 S.

За кількістю атомів водню в складі:

одноосновні (HNO 3, HF та ін.),
двохосновні (H 2 SO 4, H 2 CO 3 і ін.),
триосновні (H 3 PO 4).