11 кислот з хімії. Кислоти презентація до уроку з хімії (11 клас) на тему

Кислий смак, дія на індикатори, електрична провідність, взаємодія з металами, основними і амфотерними оксидами, основами і солями, утворення складних ефірів зі спиртами - ці властивості є загальними для неорганічних і органічних кислот.

1. У воді кислоти дисоціюють на катіони водню і аніони кислотних залишків, наприклад:

Розчини кислот змінюють колір індикаторів: лакмус - в червоний, метилового оранжевого - в рожевий, колір фенолфталеїну не змінюють.

2. Розчини кислот реагують з металами, що стоять в електрохімічному ряді напруг лівіше водню, при дотриманні ряду умов, найважливішим з яких є утворення в результаті реакції розчинної солі. Розглядаючи це властивість неорганічних і органічних кислот, підкреслимо, що взаємодія HNO 3 і Н 2 SO 4 (конц.) З металами (табл. 19) протікає інакше, але ці особливості зазначених кислот будуть пояснені трохи пізніше.

Таблиця 19
продукти взаємодії
простих речовин з азотної та сірчаної кислотами

3. Неорганічні та органічні кислоти взаємодіють з основними і амфотерними оксидами за умови, що утворюється розчинна сіль:

4. І ті й інші кислоти вступають в реакцію з підставами. Багатоосновні кислоти можуть утворити як середні, так і кислі солі (це реакції нейтралізації):

5. Реакція між кислотами і солями йде тільки в тому випадку, якщо утворюється газ або осад:

Взаємодія фосфорної кислоти Н 2 РO 4 з вапняком припиниться через утворення на поверхні останнього нерозчинного осаду фосфату кальцію Са 3 (РO 4) 2.

6. Складні ефіри утворюють не тільки органічні кислоти відповідно до загального рівняння:

але і неорганічні кислоти, наприклад азотна і сірчана:

Аналогічна реакція за участю двох і трьох гидроксогрупп целюлози при її нитровании призводить до отримання складних ефірів: ді-і тринитроцеллюлоза - необхідних речовин для виробництва бездимного пороху.

Разом з тим окремі представники мінеральних і органічних кислот мають і особливі властивості.

Особливості властивостей азотної HNO 3 і концентрованої сірчаної Н 2 SO 4 (конц.) Кислот обумовлені тим, що при їх взаємодії з простими речовинами (металами і неметалами) окислювачами будуть виступати не катіони Н +, а нітрат-і сульфат-іони. Логічно чекати, що в результаті таких реакцій утворюється не водень Н 2, а виходять інші речовини: обов'язково сіль і вода, а також один з продуктів відновлення нітрат або сульфат-іонів в залежності від концентрації кислот, положення металу в ряді напруг і умов реакції (температури, ступеня подрібнення металу і т. д.).

Слід зазначити, що третій продукт реакції металів з цими кислотами часто утворюється в «букеті» - суміші з іншими продуктами, але ми в таблиці 19 вказали переважаючі продукти.

Ці особливості хімічної поведінки HNO 3 і Н 2 SO 4 (конц.) Наочно ілюструють тезу теорії хімічної будови про взаємний вплив атомів в молекулах речовин. Його можна простежити і на прикладі властивостей органічних кислот, наприклад оцтової і мурашиної.

Оцтова кислота СН3СООН, як і інші карбонові кислоти, містить в молекулі вуглеводневий радикал. У ньому можливі реакції заміщення атомів водню атомами галогенів:

Під впливом атомів галогену в молекулі кислоти її ступінь дисоціації сильно підвищується. Наприклад, хлоруксусная кислота майже в 100 разів сильніше оцтової (чому?).

Мурашина кислота НСООН, на відміну від оцтової, не має в молекулі вуглеводневої радикала. Замість нього вона містить атом водню, а тому є речовиною з двоїстої функцією - альдегідокіслот і, на відміну від інших карбонових кислот, дає реакцію «срібного дзеркала»:

Утвориться вугільна кислота Н 2 СО 3 розпадається на воду і вуглекислий газ, який в надлишку аміаку перетворюється в гідрокарбонат амонію.

Підстави, амфотерні гідроксиди

Підстави - це складні речовини, що складаються з атомів металу і однієї або декількох гидроксогрупп (-OH). Загальна формула Me + y (OH) y, де у - число гидроксогрупп, рівне ступеню окислення металу Me. У таблиці подано класифікацію підстав.

Властивості лугів гідроксидів лужних і лужноземельних металів

1. Водні розчини лугів Милка на дотик, змінюють забарвлення індикаторів: лакмус - в синій колір, фенолфталеїну - в малиновий.

2. Водні розчини дисоціюють:

3. взаємодіють з кислотами, вступаючи в реакцію обміну:

Многокіслотние підстави можуть давати середні і основні солі:

4. взаємодіють з кислотними оксидами, утворюючи середні і кислі солі в залежності від основності кислоти, що відповідає цому оксиду:

5. взаємодіють з амфотерними оксидами і гідроксидами:

а) сплав:

б) в розчинах:

6. взаємодіють з розчинними у воді солями, якщо утворюється осад або газ:

Нерозчинні підстави (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 та ін.) Взаємодіють з кислотами і розкладаються при нагріванні:

амфотерні гідроксиди

Амфотерними називають з'єднання, які в залежності від умов можуть бути як донорами катіонів водню і проявляти кислотні властивості, так і їх акцепторами, т. Е. Виявляти основні властивості.

Хімічні властивості амфотерних з'єднань

1. Взаємодіючи з сильними кислотами, вони виявляють основні властивості:

Zn (OH) 2 + 2HCl \u003d ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Взаємодіючи з лугами - сильними підставами, вони виявляють кислотні властивості:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ( комплексна сіль)

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( комплексна сіль)

Комплексними називають з'єднання, в яких хоча б одна ковалентний зв'язок утворилася по донорно-акцепторного механізму.

Загальний метод одержання підстав базується на реакціях обміну, за допомогою яких можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні підстави.

CuSО 4 + 2КОН \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SО 4

К 2 СО 3 + Ва (ОН) 2 \u003d 2 КОН + BaCO 3 ↓

При отриманні цим методом розчинних підстав в осад випадає нерозчинна сіль.

При отриманні нерозчинних у воді підстав, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, так як може статися розчинення амфотерного підстави, наприклад:

АlСl 3 + 4КОН \u003d К [Аl (ОН) 4] + 3КСl

У подібних випадках для отримання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні гідроксиди не розчиняються:

АlСl 3 + 3NH 3 + ЗН 2 О \u003d Аl (ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Гідроксиди срібла і ртуті настільки легко розкладаються, що при спробі їх отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:

2AgNО 3 + 2КОН \u003d Ag 2 Про ↓ + Н 2 О + 2KNO 3

У промисловості лугу зазвичай отримують електролізом водних розчинів хлоридів.

2NaCl + 2Н 2 О → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Луги можна також отримати взаємодією лужних і лужноземельних металів або їх оксидів з водою.

2Li + 2Н 2 О \u003d 2LiOH + Н 2

SrO + Н 2 О \u003d Sr (OH) 2

кислоти

Кислотами називаються складні речовини, молекули яких складаються з атомів водню, здатних заміщатися на атоми металу, і кислотних залишків. При звичайних умовах кислоти можуть бути твердими (фосфорна H 3 PO 4; кремнієва H 2 SiO 3) і рідкими (в чистому вигляді рідиною буде сірчана кислота H 2 SO 4).

Такі гази, як хлороводород HCl, бромоводород HBr, сірководень H 2 S, у водних розчинах утворюють відповідні кислоти. Числом іонів водню, утворених кожною молекулою кислоти при дисоціації, визначається заряд кислотного залишку (аніона) і основність кислоти.

згідно протолітична теорії кислот і підстав, запропонованої одночасно данським хіміком Бренстеда і англійським хіміком Лоурі, кислотою називають речовину, отщепляют при даній реакції протони, а підставою - речовина, здатне приймати протони.

кислота → основа + Н +

На основі таких уявлень зрозумілі основні властивості аміаку, який завдяки наявності неподіленої електронної пари при атомі азоту ефективно приймає протон при взаємодії з кислотами, утворюючи іон амонію за допомогою донорноакцепторной зв'язку.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -

кислота підставу кислота підставу

Більш загальне визначення кислот і підстав запропонував американський хімік Г. Льюїс. Він припустив, що кислотно-основні взаємодії зовсім не обов'язково відбуваються з перенесенням про тони. У визначенні кислот і підстав по Льюїсом основна роль в хімічних реакціях відводиться електронним парам.

Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні прийняти одну або кілька пар електронів, називають кислотами Льюїса.

Так, наприклад, фторид алюмінію AlF 3 - це кислота, так як він здатний приймати електронну пару при взаємодії з аміаком.

AlF 3 +: NH 3 ⇆:

Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні віддавати електронні пари, називають підставами Льюїса (аміак - підстава).

Визначення Льюїса охоплює все кислотно-основні процеси, які розглядалися раніше запропонованими теоріями. У таблиці зіставлені визначення кислот і підстав, які використовуються в даний час.

номенклатура кислот

Оскільки існують різні визначення кислот, їх класифікація та номенклатура досить умовні.

За кількістю атомів водню, здатних до отщеплению у водному розчині, кислоти ділять на одноосновні (Наприклад, HF, HNO 2), двохосновні (H 2 CO 3, H 2 SO 4) і триосновні (Н 3 РO 4).

За складом кислоти ділять на безкисневі (НСl, H 2 S) і кислородсодержащие (НСlO 4, HNO 3).

зазвичай назви кисневмісних кислот виробляються від назви неметалла з додатком закінчень -кая, -вая, якщо ступінь окислення неметалла дорівнює номеру групи. У міру зниження ступеня окислення суфікси змінюються (в порядку зменшення ступеня окислення металу): -оватая, щира, -оватістая:

Якщо розглянути полярність зв'язку водень-неметалл в межах періоду, легко можна зв'язати полярність зв'язку з цим з положенням елемента в Періодичній системі. Від атомів металів, легко втрачають валентні електрони, атоми водню приймають ці електрони, утворюючи стійку двухелектронних оболонку типу оболонки атома гелію, і дають іонні гідриди металів.

У водневих з'єднаннях елементів III-IV груп Періодичної системи бору, алюмінію, вуглецю, кремнію утворюють ковалентні, слабополярная зв'язку з атомами водню, не схильні до дисоціації. Для елементів V-VII груп Періодичної системи в межах періоду полярність зв'язку неметалл-водень збільшується з зарядом атома, але розподіл зарядів в виникає диполі інше, ніж в водневих з'єднаннях елементів, схильних віддавати електрони. Атоми неметалів, у яких для завершення електронної оболонки необхідно кілька електронів, відтягують до себе (поляризують) пару електронів зв'язку тим сильніше, чим більше заряд ядра. Тому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF або SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl зв'язку з атомами водню, залишаючись ковалентними, набувають більш полярний характер, а атом водню в диполі зв'язку елемент-водень стає більш електропозитивні. Якщо полярні молекули виявляються в полярному розчиннику, може відбуватися процес електролітичноїдисоціації.

Обговоримо поведінку кисневмісних кислот у водних розчинах. У цих кислот є зв'язок Н-О-Е і, природно, на полярність зв'язку Н-О впливає зв'язок О-Е. Тому ці кислоти дисоціюють, як правило, легше, ніж вода.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3

На кількох прикладах розглянемо властивості кисневмісних кислот, утворених елементами, які здатні виявляти різну ступінь окислення. Відомо що хлорнуватиста кислота НСlO дуже слабка, хлориста кислота НСlO 2 також слабка, але сильніше хлорнуватисту, хлоратна кислота НСlO 3 сильна. Хлорне кислота НСlO 4 - одна з найсильніших неорганічних кислот.

Для дисоціації по кислотному типу (з відщепленням іона Н) необхідний розрив зв'язку О-Н. Як можна пояснити зменшення міцності зв'язку з цим у ряді НСlO - НСlO 2 - НСlO 3 - НСClO 4? У цьому ряду збільшується число атомів кисню, пов'язаних з центральним атомом хлору. Кожен раз, коли утворюється нова зв'язок кисню з хлором, від атома хлору, а отже, і від одинарного зв'язку О-Cl відтягується електронна щільність. В результаті електронна щільність частково йде і від зв'язку О-Н, яка через це послаблюється.

така закономірність - посилення кислотних властивостей з возрас танием ступеня окислення центрального атома - характерна не тільки для хлору, а й для інших елементів. Наприклад, азотна кислота HNO 3, в якій ступінь окислення азоту +5, сильніша, ніж азотистая кислота HNO 2 (ступінь окислення азоту +3); сірчана кислота H 2 SO 4 (S +6) сильніша, ніж сірчиста кислота H 2 SO 3 (S +4).

отримання кислот

1. Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем.

Н 2 + Сl 2 → 2НСl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Деякі кислородсодержащие кислоти можуть бути отримані взаємодією кислотних оксидів з водою.

3. Як безкисневі, так і кисень кислоти можна отримати по реакціях обміну між солями і іншими кислотами.

BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓

FeS + H 2 SO 4 (pa зб) \u003d H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (конц) \u003d HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl ↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Деякі кислоти можуть бути отримані за допомогою окисно-відновних реакцій.

Н 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4

3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O \u003d ДТ 3 РO 4 + 5NO 2

можна розділити на два типи реакцій:

1) загальні для кислот реакції пов'язані з утворенням у водних розчинах іона гідроксонію Н 3 O +;

2) специфічні (Т. Е. Характерні) реакції конкретних кислот.

Іон водню може вступати в окіслітел'но-відновлювальні реакції, відновлюючись до водню, а також в реакції з'єднання з негативно зарядженими або нейтральними частинками, що мають неподіленого пари електронів, т. е. в кислотно-основні реакції.

До загальних властивостей кислот відносяться реакції кислот з металами, що стоять у ряді напруг до водню, наприклад:

Zn + 2Н + \u003d Zn 2+ + Н 2

До кислотно-основним реакцій відносяться реакції з основними оксидами і підставами, а також із середніми, основними, а іноді і кислими солями.

2 CO 3 + 4HBr \u003d 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O

Mg (HCO 3) 2 + 2НСl \u003d MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Зауважимо, що багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому на кожній наступній ступені дисоціація проходить важче, тому при надлишку кислоти найчастіше утворюються кислі солі, а не середні.

Са 3 (РO 4) 2 + 4Н 3 РO 4 \u003d 3Са (Н 2 РO 4) 2

Na 2 S + Н 3 РО 4 \u003d Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 \u003d NaH 2 PO 4 + Н 2 O

КОН + H 2 S \u003d KHS + Н 2 O

На перший погляд, може здатися дивним освіту кислих солей одноосновної фтороводородной (плавиковою) кислотою. Однак цей факт можна пояснити. На відміну від всіх інших галогеноводородних кислот плавикова кислота в розчинах частково полімеризовані (завдяки освіті водневих зв'язків) і в ній можуть бути присутніми різні частки (HF) X, а саме H 2 F 2, H 3 F 3 і т. Д.

Окремий випадок кислотно-лужної рівноваги - реакції кислот і підстав з індикаторами, які змінюють своє забарвлення залежно від кислотності розчину. Індикатори використовуються в якісному аналізі для виявлення кислот і підстав в розчинах.

Самі часто застосовуються індикатори - лакмус (в нейтральної середовищі фіолетовий колір, в кислої - червоний, в лужної - синій), метилоранж (в кислої середовищі червоний, в нейтральної - помаранчевий, в лужної - жовтий), фенолфталеїн (в сильнощелочнойсередовищі малиново-червоний, в нейтральному і кислому - безбарвний).

специфічні властивості різних кислот можуть бути двох типів: по-перше, реакції, що призводять до утворення нерозчинних солей, і, по-друге, окислювально-відновні перетворення. Якщо реакції, пов'язані з наявністю у них іона Н +, загальні для всіх кислот (якісні реакції для виявлення кислот), специфічні реакції використовуються як якісні на окремі кислоти:

Ag + + Cl - \u003d AgCl (білий осад)

Ва 2 + SO 4 2 \u003d BaSO 4 (білий осад)

3Ag + + PO 4 3 - \u003d Ag 3 PO 4 (жовтий осад)

Деякі специфічні реакції кислот обумовлені їх окислювально-відновні властивості.

Безкисневі кислоти у водному розчині можуть тільки окислюватися.

2КМnO 4 + 16НСl \u003d 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Вг 2 \u003d S + 2НВг

Кисневовмісні кислоти можуть окислюватися тільки в тому випадку, якщо центральний атом в них знаходиться в нижчій або проміжної ступеня окислення, як, наприклад, в сірчистої кислоти:

H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2НСl

Багато кисневмісних кислоти, в яких центральний атом має максимальну ступінь окислення (S +6, N +5, Сг +6), проявляють властивості сильних окислювачів. Концентрована H 2 SO 4 - сильний окислювач.

Сu + 2H 2 SO 4 (конц) \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O

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

C + 2H 2 SO 4 (конц) \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Слід запам'ятати, що:

Розчини кислот реагують з металами, що стоять в електрохімічному ряді напруг лівіше водню, при дотриманні ряду умов, найважливішим з яких є утворення в результаті реакції розчинної солі. Взаємодія HNO 3 і Н 2 SO 4 (конц.) З металами протікає інакше.

Концентрована сірчана кислота на холоді пасивує алюміній, залізо, хром.

У воді кислоти дисоціюють на катіони водню і аніони кислотних залишків, наприклад:

Неорганічні і органічні кислоти взаємодіють з основними і амфотерними оксидами за умови, що утворюється розчинна сіль:

І ті, і інші кислоти вступають в реакцію з підставами. Багатоосновні кислоти можуть утворювати як середні, так і кислі солі (це реакції нейтралізації):

Реакція між кислотами і солями йде тільки в тому випадку, якщо утворюється осад або газ:

Взаємодія H 3 PO 4 з вапняком припиниться через утворення на поверхні останнього нерозчинного осаду Ca 3 (PO 4) 2.

Особливості властивостей азотної HNO 3 і концентрованої сірчаної H 2 SO 4 (конц.) Кислот обумовлені тим, що при їх взаємодії з простими речовинами (металами і неметалами) окислювачами будуть виступати не катіони H +, а нітрат-і сульфат-іони. Логічно чекати, що в результаті таких реакцій утворюється не водень H 2, а виходять інші речовини: обов'язково сіль і вода, а також один з продуктів відновлення нітрат або сульфат-іонів в залежності від концентрації кислот, положення металу в ряді напруг і умов реакції (температури, ступеня подрібнення металу і т. д.).

Ці особливості хімічної поведінки HNO 3 і H 2 SO 4 (конц.) Наочно ілюструють тезу теорії хімічної будови про взаємний вплив атомів в молекулах речовин.

Часто плутають поняття летючість і стійкість (стабільність). Летючими називають кислоти, молекули яких легко переходять в газоподібний стан, тобто випаровуються. Наприклад, соляна кислота є летючої, але стійкою, стабільною кислотою. Про летючості нестабільних кислот судити не можна. Наприклад, нелетка, нерозчинна кремнієва кислота розкладається на воду і SiO 2. Водні розчини соляної, азотної, сірчаної, фосфорної і ряду інших кислот не мають забарвлення. Водний розчин хромової кислоти H 2 CrO 4 має жовте забарвлення, марганцевої кислоти HMnO 4 - малинову.

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності

Щоб користуватися попереднім переглядом презентацій створіть собі аккаунт (обліковий запис) Google і увійдіть в нього: https://accounts.google.com

Підписи до слайдів:

Викладач: Грудінін Тетяна Вікторівна Тема уроку: Кислоти

Мета уроку: Узагальнити і закріпити знання про класифікацію, номенклатуру, властивості органічних і неорганічних кислот Навчити пояснювати спільність хімічних властивостей неорганічних і органічних кислот Навчити правильно складати рівняння реакцій в молекулярному та іонному вигляді

Визначення кислот Кислоти в природі Класифікація кислот Хімічні властивості кислот Отримання кислот Застосування кислот План уроку:

Кислотами називаються електроліти, при дисоціації яких в якості катіонів утворюються тільки гідратованих іони водню (H 3 O +). 1. Визначення кислот

У 1923р. була запропонована Протолітична теорія Бернстедом-Лаурі. Кислоти - це молекули або іони, які є донорами катіонів водню Н +. Катіон Н + називається протоном, тому теорія називається Протолітична. Згідно електронної теорії кислот і підстав американського хіміка Г.Н. Льюїса кислоти - це реагенти, які є акцепторами електронів.

2. Кислоти в природі Кислотні дощі (азотна, сер ва кислоти) Кислоти в їжі (яблучний а, щавлева, лимонна, молочна, масл Яная, кавова і інші) «Хімічна зброя» тварин і рослин. Мураха при укусі впорскує отруту, що містить мурашину кислоту. Її використовує і кропива.

Павук педіпальпіда стріляє в своїх ворогів цівкою, що складається з оцтової кислоти. Плоскі тисяченожкі використовують отрута страшніша - пари синильної кислоти. Мухомори використовують іботеновой кислоту і її складніше з'єднання - мусцімол. Руйнування гірських порід і утворення грунту. Лишайники можуть виділяти кислоти, здатні перетворювати граніт в труху.

Вітаміни: аскорбінова, фолієва, оротовая, пангамовая, нікотинова і інші. Гіалуронова кислота - основний компонент мастила суглобів. Амінокислоти утворюють білки. Соляна кислота в шлунку активує фермент пепсиноген, який розкладає білки їжі, а також знищує гнильну мікрофлору. Кислоти в організмі людини.

За складом: кисневмісних: Н NO 3, H 2 SO 3; Безкисневі: HCl, H 2 S. За основності: (основність кислоти визначається числом катіонів, які утворюються при дисоціації). Одноосновні: HBr, HNO 2; Двохосновні: H 2 S, H 2 SO 4; Багатоосновні: H 3 PO 4. Завдання. Назвати кислоти і дати їм класифікацію: HClO 3, H 2 S, H 3 PO 4, HBr. 3. Класифікація кислот:

Взаємодія з металами, розташованими в електрохімічному ряді напруг металів до водню. 4. Хімічні властивості кислот: окислювач, відновлення відновник, окислення ацетат магнію

Взаємодія з основними і амфотерними оксидами. самостійно:

Взаємодія з розчинними і нерозчинними підставами. Можуть утворювати середні і кислі солі. Це реакції нейтралізації. Самостійно: 1 моль (надлишок) 1 моль гидросульфат натрію (кисла сіль) 1 моль 2моль сульфат натрію (середня сіль)

Взаємодія з солями Сильна кислота здатна витіснити слабку кислоту навіть з нерозчинної солі. самостійно:

Соляна кислота Для розчинення окалини та іржі при нікелювання, хромування, цинкування і т.п. сталевих і чавунних виробів Для зняття накипу в парових котлах Плавикова кислота HF. Просочують деревину для запобігання від термітів та інших комах. застосування кислот

Сірчана кислота Для виробництва фосфорних і азотних добрив У виробництві вибухових речовин Штучних волокон Барвників Пластмас Заливка акумуляторів

Азотна кислота Виробництво азотних добрив Вибухових речовин Лікарських речовин Барвники Пластмаси Штучні волокна

Завдання 1. Напишіть формули і дайте характеристику кислотам на основі їх класифікації: кремнієва кислота, плавикова кислота. Завдання 2. З якими речовинами реагуватиме фосфорна кислота: К, SO 2, Na 2 SO 4, Na 2 CO 3, MgO, Ag, Ba (OH) 2. закріплення

Завдання 1. H 2 SiO 3 - кисневмісна, двухосновная, нерозчинна, слабка HF - бескислородная, одноосновная, розчинна, слабка Завдання 2. Відповіді

Дякую за урок!!!

кислотами називаються складні речовини, до складу молекул яких входять атоми водню, здатні заміщатися чи обмінюватися на атоми металу і кислотний залишок.

За наявністю або відсутністю кисню в молекулі кислоти діляться на кисень (H 2 SO 4 сірчана кислота, H 2 SO 3 сірчиста кислота, HNO 3 азотна кислота, H 3 PO 4 фосфорна кислота, H 2 CO 3 вугільна кислота, H 2 SiO 3 кремнієва кислота) і безкисневі (HF фтороводородной кислота, HCl хлороводородная кислота (соляна кислота), HBr бромоводородной кислота, HI іодоводородной кислота, H 2 S сірководнева кислота).

Залежно від числа атомів водню в молекулі кислоти кислоти бувають одноосновні (з 1 атомом Н), двохосновні (з 2 атомами Н) і триосновні (з 3 атомами Н). Наприклад, азотна кислота HNO 3 одноосновная, так як в молекулі її один атом водню, сірчана кислота H 2 SO 4 – двухосновная і т.д.

Неорганічних сполук, що містять чотири атома водню, здатних заміщатися на метал, дуже мало.

Частина молекули кислоти без водню називається кислотним залишком.

кислотні залишкиможуть складатися з одного атома (-Cl, -Br, -I) - це прості кислотні залишки, а можуть - з групи атомів (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - це складні залишки.

У водних розчинах при реакціях обміну і заміщення кислотні залишки не руйнуються:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

слово ангідридозначає безводний, тобто кислота без води. наприклад,

H 2 SO 4 - H 2 O → SO 3. Безкисневі кислоти ангідридів не мають.

Свою назву кислоти отримують від назви утворює кислоту елемента (кислотоутворювачами) з додаванням закінчень «ная» і рідше «вая»: H 2 SO 4 - сірчана; H 2 SO 3 - вугільна; H 2 SiO 3 - кремнієва і т.д.

Елемент може утворити кілька кисневих кислот. В такому випадку зазначені закінчення в назві кислот будуть тоді, коли елемент проявляє вищу валентність (в молекулі кислоти великий вміст атомів кисню). Якщо елемент проявляє нижчу валентність, закінчення в назві кислоти буде «щира»: HNO 3 - азотна, HNO 2 - азотистая.

Кислоти можна отримувати розчиненням ангідридів в воді. У разі, якщо ангідриди в воді не розчиняються, кислоту можна отримати дією іншого сильнішою кислоти на сіль необхідної кислоти. Цей спосіб характерний як для кисневих так і безкисневих кислот. Безкисневі кислоти отримують так само прямим синтезом з водню і неметалла з наступним розчиненням отриманого з'єднання в воді:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Розчини отриманих газоподібних речовин HCl і H 2 S і є кислотами.

При звичайних умовах кислоти бувають як в рідкому, так і в твердому стані.

Хімічні властивості кислот

Розчинів кислот діють на індикатори. Все кислоти (крім кремнієвої) добре розчиняються у воді. Спеціальні речовини - індикатори дозволяють визначити присутність кислоти.

Індикатори - це речовини складної будови. Вони змінюють своє забарвлення в будь якій взаємодії з різними хімічними речовинами. У нейтральних розчинах - вони мають одну забарвлення, в розчинах підстав - іншу. При взаємодії з кислотою вони змінюють своє забарвлення: індикатор метиловий оранжевий забарвлюється в червоний колір, індикатор лакмус - теж в червоний колір.

Взаємодіють з підставами з утворенням води і солі, в якій міститься незмінний кислотний залишок (реакція нейтралізації):

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

Взаємодіють з заснованими оксидами з утворенням води і солі (реакція нейтралізації). Сіль містить кислотний залишок тієї кислоти, яка використовувалася в реакції нейтралізації:

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

Взаємодіють з металами. Для взаємодії кислот з металами повинні виконуватися деякі умови:

1. метал повинен бути досить активним по відношенню до кислот (в ряду активності металів він повинен розташовуватися до водню). Чим лівіше знаходиться метал в ряду активності, тим інтенсивніше він взаємодіє з кислотами;

2. кислота повинна бути достатньо сильною (тобто здатною віддавати іони водню H +).

При протіканні хімічних реакцій кислоти з металами утворюється сіль і виділяється водень (крім взаємодії металів з азотної і концентрованої сірчаної кислотами,):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;

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

Залишилися питання? Хочете знати більше про кислотах?
Щоб отримати допомогу репетитора - зареєструйтеся.
Перший урок - безкоштовно!

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.