Кислоты — классификация, получение и свойства. Кислоты основные


Кислоты: классификация и химические свойства

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 (h3SO4 серная кислота, h3SO3 сернистая кислота, HNO3 азотная кислота, h4PO4 фосфорная кислота, h3CO3 угольная кислота, h3SiO3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, h3S 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 HNO3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота h3SO4 – двухосновная и т.д.

 

К И С Л О Т Ы

 

 Одноосновные

 Двухосновные

 Трехосновные

 HNO3 азотная

 HF фтороводородная

 HCl хлороводородная

 HBr бромоводородная

 HI иодоводородная

 h3SO4 серная

 h3SO3 сернистая

 h3S сероводородная

 h3CO3 угольная

 h3SiO3 кремниевая

 h4PO4 фосфорная

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 (-SO3, -PO4, -SiO3) – это сложные остатки.

В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:

h3SO4 + CuCl2  → CuSO4 + 2 HCl↑

Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,

h3SO4 – h3O → SO3. Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: h3SO4 – серная; h3SO3 – угольная; h3SiO3 – 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»: HNO3 –  азотная, HNO2 – 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:

h3 + Cl2 → 2 HCl;

h3 + S → h3S.

Растворы полученных газообразных веществ HCl  и h3S 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):

h3SO4 + Ca(OH)2  → CaSO4 + 2 h3O.

Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:

h4PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 h3O.

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 → ZnCl2 + h3↑;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2  + 2 h3O.

Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь.Первый урок – бесплатно!

Зарегистрироваться

© blog.tutoronline.ru, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

blog.tutoronline.ru

Классификация и характерные химические свойства кислот.

Классификация кислот

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

Кислородсодержащие Бескислородные
h4PO4,HNO3,HNO2,h3SO4,h4PO4,h3CO3,h3CO3, HClO4 все органические кислоты (HCOOH, Ch4COOH  и т.д.) HF, HCl, HBr, HI, h3S

2) Основность кислоты

Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H+, а также замещаться на атомы металла:

одноосновные

двухосновные

трехосновные
HBr, HCl, HNO3, HNO2, HCOOH, Ch4COOH

h3SO4, h3SO3, h3CO3, h3SiO3

h4PO4

3) Летучесть

Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.

Летучие Нелетучие

h3S, HCl, Ch4COOH, HCOOH

h4PO4, h3SO4, высшие карбоновые кислоты

4) Растворимость

Растворимые Нерастворимые
HF, HCl, HBr, HI, h3S, h3SO3, h3SO4, HNO3,HNO2, h4PO4, h3CO3, Ch4COOH, HCOOH h3SiO3, высшие карбоновые кислоты

5) Устойчивость

Устойчивые Неустойчивые
h3SO4, h4PO4, HCl, HBr, HF h3CO3, h3SO3, h3SiO3

6) Способность к диссоциации

хорошо диссоциирующие (сильные)

малодиссоциирующие (слабые)

h3SO4, HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4

h3CO3, h3SO3, h3SiO3

7) Окисляющие свойства

слабые окислители

(проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H+)

сильные окислители

(проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента)

практически все кислоты кроме HNO3 и h3SO4 (конц.)

HNO3 любой концентрации, h3SO4 (обязательно концентрированная)

Химические свойства кислот

1. Способность к диссоциации

Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:

либо в таком виде: HCl = H+ + Cl—

либо в таком: HCl → H+ + Cl—

По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.

В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать  в уравнении вместо знака  две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:

Ch4COOH  Ch4COO— + H+

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H+ :

h4PO4  H+ + h3PO4—

h3PO4—  H+ + HPO42-

HPO42-  H+ + PO43-

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы h4PO4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы h3PO4— , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO42-. Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков,  вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H+.

Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:

h3SO4 2H+ + SO42-

2. Взаимодействие кислот с металлами

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме h3SO4(конц.) и HNO3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только  за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

h3SO4(разб.) + Zn  ZnSO4 + h3

2HCl + Fe  FeCl2 + h3

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. h3SO4 (конц.) и HNO3, то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты реагируют с  основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с оксидами металлов не вступает:

h3SO4 + ZnO ZnSO4 + h3O

6HNO3 + Fe2O3 2Fe(NO3)3 + 3h3O

h3SiO3 + FeO ≠

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH h3O + NaCl

3h3SO4 + 2Al(OH)3  Al2(SO4)3 + 6h3O

5. Взаимодействие кислот с солями

Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:

h3SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4↓ + 2HNO3

Ch4COOH + Na2SO3 Ch4COONa + SO2↑ + h3O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

7. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO3 и концентрированной h3SO4  без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной  и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого  зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.

Высокая окислительная способность концентрированной серной  и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:

8. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:

4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2↑ + 2h3O

18HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8h3O + 5Br2

14НI + K2Cr2O7 3I2↓ + 2Crl3 + 2KI + 7h3O

Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.

6HI + Fe2O3 2FeI2 + I2↓ + 3h3O

2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I2↓ + 2HCl

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота h3S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:

2h3S + SO2  3S↓+ 2h3O

scienceforyou.ru

Кислоты — классификация, получение и свойства » HimEge.ru

Кислоты — электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка

Общая формула кислот HnAc, где n – число атомов водорода, равное заряду иона кислотного остатка, Ac — кислотный остаток.

 

Сила кислот убывает в ряду:

HI > HClO4 > HBr > HCl > h3SO4 > HNO3 > h3SO3 > h4PO4 > HF > HNO2 >h3CO3 > h3S > h3SiO3

Кислородосодержащие  кислоты и соответствующие кислотные оксиды

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO3, борная h4BO3. Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая h3SiO3.

1) Взаимодействие простых веществ(получают бескислородные кислоты)h3 + Cl2 = 2HCl,

h3 + S = h3S.

2) Взаимодействие кислотных оксидов с водой(получают кислородсодержащие кислоты) SO3 + h3O = h3SO4,

3) Взаимодействие солей с растворами сильных кислот(получают слабые кислоты)Na2SiO3 + 2HCl = h3SiO3 + 2NaCl,

SiO32- + 2H+ = h3SiO3.

4) Электролиз водных растворов солей

2CuSO4 + 2h3O = 2Cu + O2 + 2h3SO4.

1) Растворы кислот кислые на вкус, изменяют окраску индикаторов:лакмуса в красный цвет,  метилового оранжевого – в розовый, цвет фенолфталеина не изменяется.

В водном растворе растворимые кислоты диссоциируют, образуя ион водорода, и кислотный остаток:

HCl = H+ + Cl—.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

h3SO4 = H+ + HSO4—,

HSO4— = H+ + SO42-.

Суммарное уравнение:

h3SO4 = 2H+ + SO42-

2) Взаимодействие с металлами

Ca + 2HCl = CaCl2 + h3

Водород из кислот-неокислителей могут вытеснять только металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода.

Кислоты-окислители — азотная и серная конц., реагируют с металлами по-другому, потому что в качестве окислителя выступает элемент кислотного остатка, а не водород!

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2+ 2NO2↑+2h3O

Cu +2h3SO4  конц = CuSO4+SO2↑ + 2h3O

3) Взаимодействие с основными оксидами

CaO + 2HCl = CaCl2 + h3O

(если образуется растворимая соль)

4) Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

h3SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2h3O,

2H+ + 2OH— = 2h3O

2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2h3O,

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2h3O.

Многоосновные кислоты образуют кислые и средние соли:

h3SO4 + NaOH = NaHSO4 + h3O,

h3SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2h3O.

5) Взаимодействие с солями

Реакции с солями происходят только в том случае, если в результате химического превращения образуется малодиссоциирующее вещество, выделяется газ или выпадает осадок.

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + h3O,

CO32- + 2H+ = CO2 + h3O.

В этом случае выделяется углекислый газ и образуется малодиссоциирующее вещество – вода.

Na2SiO3 + h3SO4 = h3SiO3↓ + Na2SO4,

SiO32- + 2H+ = h3SiO3.

Реакция происходит, так как образуется осадок.

6) Специфические свойства кислот

Связаны с окислительно-восстановительными реакциями, бескислородные кислоты в растворе могут только окисляться (проявлять восстановительные свойства):

2KMn+7O4 + 16HCl— = Cl20 + 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 8h3O,

h3S-2 + Br20 = S0 + 2HBr—.

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться (проявлять восстановительные свойства), только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

h3S+4O3 + Cl20 + h3O = h3S+6O4 + 2HCl—.

Если центральный атом находится в максимальной степени окисления, то кислоты проявляют окислительные свойства, например, взаимодействие с металлами и неметаллами:

C0 + 2h3S+6O4 = C+4O2 + 2S+4O2 + 2h3O,

3P0 + 5HN+5O3 + 2h3O = 3h4P+5O4 + 5N+2O.

himege.ru

Свойства кислот

Кислоты - это сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка. Общая формула кислот НnА, где А - кислотный остаток. Кислоты (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы водорода Н+ и анионы кислотного остатка.

Классификация. По наличию (отсутствию) кислорода в составе кислот они подразделяются на кислородсодержащие (например, h4PO4и h3SO4) и бескислородные (например, HCl и HBr). По основности (числу ионов H+, образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) кислоты делятся на одноосновные (если образуется один ион H+: HClH+ + Cl–; одна ступень диссоциации) и многоосновные – двухосновные (если образуются два иона H+: h3SO4 2H+ + SO42–; две ступени диссоциации), трехосновные (если образуются три иона H+: h4PO4 3H+ + PO43–; три ступени диссоциации) и т.д.

Физические свойства. Кислоты бывают газообразные, жидкие и твердые. Некоторые имеют запах и цвет. Кислоты отличаются различной растворимостью в воде.

 

Химические свойства кислот

 

1) Диссоциация: HCl + nh3OH+×kh3O + Cl–×mh3O (сокращенно: HClH+ + Cl– ).

 Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням (в основном по первой):

 

h3SO4 H+ + НSO4–  (1 ступень) и HSO4– H+ + SO42– (2 ступень).

 

2) Взаимодействие с индикаторами:

 

индикатор + Н+ (кислота)   окрашенное соединение.

 

Фиолетовый лакмус и оранжевый метилоранж окрашиваются в кислых средах в розовый цвет, бесцветный раствор фенолфталеина не меняет своей окраски.

3) Разложение. При разложении кислородсодержащих кислот получаются кислотный оксид и вода.

 

h3SiO3 SiO2 + h3O.

 

Бескислородные кислоты распадаются на простые вещества:

 

2HCl Cl2 + h3.

 

Кислоты-окислители разлагаются сложнее:

4НNO3  4NO2­ + 2h3O + O2­.

 

4) Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

 

h3SO4+ Ca(OH)2 ® CaSO4¯ + 2h3O       2H+ + SO42–+ Ca2+ +2OH– ® CaSO4¯ + 2h3O

h3SO4+ Zn(OH)2 ® ZnSO4 + 2h3O               2H+  +  Zn(OH)2 ® Zn2+  + 2h3O.

 

5) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

 

h3SO4+ CaO ® CaSO4¯ + h3O          2H+ + SO42–+ CaO ® CaSO4¯ + h3O

h3SO4+ ZnO ® ZnSO4 + h3O          2H+  + ZnO ® Zn2+  + h3O.

 

6) Взаимодействие с металлами: а) кислоты-окислители по Н+ (HCl, HBr, HI, HClO4, h3SO4, h4PO4и др.).

В реакцию вступают металлы, расположенные в ряду активности до водорода:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

 

2HCl + Fe ® FeCl2 + h3­          2H+ + Fe ® Fe2+ + h3­.

 

б) кислоты-окислители по аниону (концентрированная серная, азотная любой концентрации):

 

2Fe + 6h3SO4 (конц.)  Fe2(SO4)3 + 3SO2­ + 6h3O

2Fe + 12H++ 3SO42–® 2Fe3+ + 3SO2­ + 6h3O.

 

7) Взаимодействие с солями. Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок:

 

2HCl + Na2CO3® 2NaCl + CO2­ + h3O          2H+ + CO32–® CO2­ + h3O

СaCl2 + h3SO4 ® CaSO4¯ + 2HCl             Сa2+ + SO42- ® CaSO4¯.

 

Получение. Бескислородные кислоты получают:

1) Из неметаллов и водорода с последующим растворением образовавшегося газа в воде:

 

Cl2 + h3 2HCl.

 

2) При действии сильных кислот на соли более слабых или летучих бескислородных кислот:

 

2HCl + Na2S ® 2NaCl + Н2S­                          2H+ + S2– ® Н2S­.

 

Кислородсодержащие кислоты получают:

1) Взаимодействием кислотного оксида и воды. Оксид кремния(IV) SiO2с водой не реагирует!

 

SO2 + h3O h3SO3.

 

2) При действии сильных кислот на соли более слабых или летучих кислородсодержащих кислот:

 

2HCl + Na2CO3® 2NaCl + Н2СО3                   2H+ + CO32– ® Н2СО3.

Л.А. Яковишин

www.sev-chem.narod.ru

Общая характеристика кислот — урок. Химия, 8–9 класс.

Кислотами называют сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться металлами, и кислотных остатков.

Кислотным остатком называют часть молекулы кислоты, соединённую с атомами водорода.

При замещении водорода в кислотах металлами в состав образующихся солей кислотные остатки переходят в неизменном виде. Если кислотный остаток в кислоте соединён с одним атомом водорода, то он одновалентен, если с двумя — двухвалентен, если с тремя — трёхвалентен и т. д.

Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода, способных замещаться металлами.

Формулы и названия некоторых кислот приведены в таблице.

Важнейшие неорганические кислоты

                                                                                 

Название кислоты

Формула кислоты

Формула

кислотного остатка

Название соли этой кислоты

Фтороводородная (плавиковая)

HF

−F

 Фторид

Хлороводородная (соляная)

HCl

−Cl

 Хлорид

Бромоводородная

HBr

−Br

 Бромид

Угольная

h3CO3

=CO3

 Карбонат

Кремниевая

=SiO3

 Силикат

Азотная

HNO3

−NO3

 Нитрат

Ортофосфорная

(фосфорная)

h4PO4

≡PO4

 Ортофосфат

 (фосфат)

Серная

h3SO4

=SO4

 Сульфат

Сернистая

h3SO3

 Сульфит

Сероводородная

h3S

=S

 Сульфид

Представителем органических кислот является уксусная кислота Ch4COOH. Хотя в молекуле этой кислоты — четыре атома водорода, только один из них (входящий в состав группы СООН) может быть замещён металлом. Поэтому кислотный остаток уксусной кислоты является одновалентным.

 

Источники:

Оржековский П. А. и др.  Химия: 8-й класс. — Москва: АСТ: Астрель, 2013.

Габриелян О. С. Химия: 8-й класс. — Москва: Дрофа, 2002.

 

www.yaklass.ru

Основные классы неорганических соединений. Кислоты

Разделы: Химия

Цель урока: изучить классификацию кислот, их химические свойства, применение и нахождение в природе.

Образовательные задачи: сформировать понятие кислота, показать место кислот в классификации неорганических веществ, сформировать знания классификации кислот и их свойств.

Развивающие задачи: совершенствовать навыки работы с лабораторным оборудованием, усвоить правила работы в химическом кабинете. Восстановить в памяти понятие простого и сложного вещества, металла и неметалла.

Воспитательные задачи: вырабатывать стремление к коллективизму, формировать мировоззренческие понятия познаваемости в природе. Продолжить отработку культуры химического эксперимента.

Методы используемые на уроке: Методы проблемно – поискового обучения.

Форма работы: групповая.

Тип урока: Комбинированный урок. Урок изучения нового материала.

Оборудование:

  • Габриелян О.С. Химия. 8 класс.
  • Габриелян О.С. Рабочая тетрадь к учебнику Габриеляна О.С.
  • Габриелян О.С. Настольная книга учителя.
  • Таблицы “Кислоты”, “Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева”, “Таблица растворимости”.
  • Спиртовка, пробирки, ручной держатель, демонстрационный штатив для пробирок, термометр, химические стаканчики.

Реактивы:

  • Набор неорганических кислот: серная, соляная, азотная, фосфорная ;
  • Набор органических кислот: аскорбиновая, уксусная, лимонная;
  • Яблоко, лимон, щавель, молоко;
  • Набор индикаторов: фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый;

Техники и приемы, используемые на уроке:

  • технология проблемно-диалогического изучения данного материала;
  • технология проектного обучения (начало исследовательской деятельности).
  • словесные – рассказ учителя, беседа с учащимися;
  • наглядные и практические (знакомство с химическими веществами и выполнение учащимися лабораторного опыта).

Межпредметные связи: с биологией, физикой, математикой и русским языком.

План урока:

  1. Организационный момент.
  2. Актуализация знаний
  3. Изучение нового материала.
  • Кислоты в природе.
  • Определение кислот.
  • Лабораторная работа.
  • Классификация кислот.
  • Номенклатура.
  • Физические свойства кислот.
  • Представители кислот;
  • Домашнее задание.
  • Подведение итогов урока.
  • Ход урока

    1. Организационный момент.

    2. Актуализация знаний.

    – Какую тему мы изучали на протяжении последних уроков?

    (Учитель задает всему классу вопрос) Изучали тему: “Соединения химических элементов”

    – Какие соединения химических элементов мы уже изучили?

    (Учитель задает всему классу вопрос) Познакомились с классом оксидов, оснований.

    – Какие химические соединения называются оксидами? (Учитель задает всему классу вопрос) Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых – кислород в степени окисления – 2.

    – Какие химические соединения называются основаниями?

    (Учитель задает всему классу вопрос) Основания – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и связанных с ними гидроксид-ионов.

    Из перечисленных химических формул, выберите оксиды и основания и запишите в таблицу:

    SO3, HCI, CO2, CuO , HNO3 , Fe O, h3SO4 , Ca (OH)2 , K2O, KOH, Na2O , Cu(OH)2,

    Al2O3, Zn(OH)2, Fe(OH)3.(Слайд 1,) Заполнение таблицы у доски двумя учениками, а остальные работают в тетрадях. (Слайд №1)

    оксиды основания
       

    Знания оценивает учитель и сами ученики.

    – Дать названия оксидам и основаниям.

    (Учитель вызывает учащихся к доске, а остальные занимаются самооценкой) Самопроверка(Слайд 2).

    Возникает проблемная ситуация, которая будет решаться с помощью подводящего и побуждающего диалога. Обратите внимание!

    – Почему некоторые химические формулы вы не записали в таблицу? (Учитель создает проблему) Данные формулы нельзя отнести ни к оксидам, ни к основаниям, потому что они не соответствуют им по составу.

    Совершенно верно. Молодцы! Сегодня мы расширим ваши знания о сложных веществах и познакомимся с еще одним классом неорганических соединений – классом кислот. (Слайд № 3, Слайд№ 4)

    – Где встречаются кислоты в природе? (сообщения учеников)

    – Ботаникам известно более 800 видов растений, вырабатывающих синильную кислоту.

    – В муравьях и крапиве встречается муравьиная кислота, которая используется в медицине для лечения ревматизма.

    – Голожаберные моллюски в порядке самообороны выстреливают парами серной кислоты.

    – Тропический паук педипальпида стреляют во врагов струйкой жидкости, содержащий 84% уксусной кислоты. (Слайд №5)

    – Лишайники выделяют кислоты, которые разрушают горные породы;

    – Мухоморы в качестве ядовитых токсинов “ используют” иботеновую кислоту. Это вещество так ядовито, что мухомору незачем прятаться. (Слайд № 6)

    – Очень популярен в народе щавель, который содержит щавелевую кислоту;

    – Томаты содержат яблочную, лимонную, щавелевую кислоты; (Слайд №7)

    – Лимоны, апельсины содержат аскорбиновую кислоту и витамин (Слайд №8)

    – Из аминокислот в организме человека синтезируются белки (Слайд № 9)

    – Молочная кислота образуется в мышцах при физической работе;

    – Соляная кислота находящаяся в желудке помогает переваривать пищу (Слайд №10)

    (Учитель сообщает о том, что лимонная кислота встречается в лимонах, яблочная – в яблоках, щавелевая – в листья щавеля и др. (Слайд№11)

    – Кефир, простокваша содержит молочную кислоту (Слайд №12)

    – Аскорбиновая, фолиевая, никотиновая и другие кислоты являются витаминами

    (Учитель пишет тему урока и несколько химических формул кислот на доске). Ученики пишут в тетрадях.

    – Подберите однокоренные слова к слову кислота. (Слайд №13)

    Ответ. Кисло, кислый.

    Таким образом, само название класса указывает на одно из физических свойств кислот. Действительно кислоты имеют кислый вкус, его вы ощущаете, когда положите на язык ломтик лимона, в соке которого содержится небольшое количество лимонной кислоты. Но, помните о том, что эта кислота пищевая! Пробовать на вкус кислоты ни в коем случае нельзя – можно отравиться или получить сильный химический ожог, так как кислоты обладают разъедающим действием.

    Серную, соляную, азотную, фосфорную кислоты получают искусственным путем.

    – Как можно распознать кислоты, не пробуя на вкус?

    Правильно, с помощью индикаторов (лакмуса, фенолфталеина, метилового оранжевого)

    Сообщения учащихся об индикаторах.

    ИНДИКАТОРЫ (от лат. indicator – указатель) – вещества, позволяющие следить за составом среды или за протеканием химической реакции. Одни из самых распространенных – кислотно-основные индикаторы, которые изменяют цвет в зависимости от кислотности раствора.

    Кислотно-щелочные индикаторы весьма разнообразны; многие из них легко доступны и потому известны не одно столетие. Это отвары или экстракты окрашенных цветов, ягод и плодов. Так, отвар ириса, анютиных глазок, тюльпанов, черники, ежевики, малины, черной смородины, красной капусты, свеклы и других растений становится красным в кислой среде и зелено-голубым – в щелочной. Это легко заметить, если помыть кастрюлю с остатками борща мыльной (т.е. щелочной) водой. С помощью кислого раствора (уксус) и щелочного (питьевая, а лучше – стиральная сода) можно также сделать надписи на лепестках различных цветов красного или синего цвета.

    Обычный чай – тоже индикатор. Если в стакан с крепким чаем капнуть лимонный сок или растворить несколько кристалликов лимонной кислоты, то чай сразу станет светлее. Если же растворить в чае питьевую соду, раствор потемнеет (пить такой чай, конечно, не следует). Чай же из цветков (“каркаде”) дает намного более яркие цвета.

    Вероятно, самый старый кислотно-основной индикатор – лакмус. Еще в 1640 ботаники описали гелиотроп (Heliotropium Turnesole) – душистое растение с темно-лиловыми цветками, из которого было выделено красящее вещество. Этот краситель, наряду с соком фиалок, стал широко применяться химиками в качестве индикатора, который в кислой среде был красным, а в щелочной – синим. Об этом можно прочитать в трудах знаменитого физика и химика XVII века Роберта Бойля. Вначале с помощью нового индикатора исследовали минеральные воды, а примерно с 1670 года его начали использовать в химических опытах. “Как только вношу незначительно малое количество кислоты, – писал в 1694 французский химик Пьер Поме о „турнесоле", – он становится красным, поэтому если кто хочет узнать, содержится ли в чем-нибудь кислота, его можно использовать”. В 1704 немецкий ученый М.Валентин назвал эту краску лакмусом; это слово и осталось во всех европейских языках, кроме французского; по-французски лакмус – tournesol, что дословно означает “поворачивающийся за солнцем”. Так же французы называют и подсолнечник; кстати, “гелиотроп” означает то же самое, только по-гречески. Вскоре оказалось, что лакмус можно добывать и из более дешевого сырья, например, из некоторых видов лишайников.

    К сожалению, почти у всех природных индикаторов есть серьезный недостаток: их отвары довольно быстро портятся – скисают или плесневеют (более устойчивы спиртовые растворы). Другой недостаток – слишком широкий интервал изменения цвета. При этом трудно или невозможно отличить, например, нейтральную среду от слабокислой или слабощелочную от сильнощелочной. Поэтому в химических лабораториях используют синтетические индикаторы, резко изменяющие свой цвет в достаточно узких границах рН.

    В лабораториях нередко используются универсальные индикаторы – смесь нескольких индивидуальных индикаторов, подобранных так, что их раствор поочередно меняет окраску, проходя все цвета радуги при изменении кислотности раствора в широком диапазоне рН (например, от 1 до 11). Раствором универсального индикатора часто пропитывают полоски бумаги, которые позволяют быстро (хотя и с не очень высокой точностью) определить рН анализируемого раствора, сравнивая окраску полоски, смоченной раствором, с эталонной цветовой шкалой.

    Повторение ТБ при работе с кислотами. Внимание! Работать с кислотами необходимо аккуратно, так как можно получить ожог или отравление.

    Но, чтобы этого не случилось нужно при выполнении лабораторных работ с кислотами соблюдать правила техники безопасности.

    Повторим: выполнять все указания учителя, Не пробовать вещества на вкус, пробирку в руки не брать, не приступать к выполнению опыта, не зная, что и как нужно делать,

    Обращаться с лабораторной посудой бережно и закончив работу, привести рабочее место в порядок. При попадании кислоты на кожу надо смыть её струёй воды.

    Обработать 2% раствором гидрокарбонатом натрия.

    Выполнение лабораторного опыта по инструктивным карточкам и оформление отчета.

    ИНСТРУКТИВНАЯ КАРТА

    Лабораторная работа “Изменение окраски индикаторов в кислых средах”.

    Форма работы: парная.

    Время работы – 8–10 минут.

    Задание: Исследовать окраску индикаторов в кислых средах.

    Оборудование и реактивы: 2 пробирки с соляной и 2 пробирки с лимонной кислотами, лакмусовая бумажка, жидкие фенолфталеин и метилоранж, стеклянные палочки, вода.

    1. Проведение исследовательского опыта и оформление результатов. Перепишите в тетрадь таблицу, представленную в конце опыта.
    2. Смочите лакмусовую бумажку в первой пробирке с соляной кислотой результаты исследований (изменение окраски бумажки) запишите в таблицу. Затем в эту же пробирку добавьте каплю фенолфталеина. Перемешайте стеклянной палочкой. Результаты исследований запишите в таблицу. Во вторую пробирку добавьте каплю метилоранжа. Перемешайте стеклянной палочкой. Результаты наблюдений сравните, и запишите в таблицу.
    3. Повторите опыты, описанные выше (в пункте 2), используя две другие пробирки с лимонной кислотой предварительно их растворив.
    4. Не забывайте результаты наблюдений фиксировать в таблице!

    ДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ НА ИНДИКАТОРЫ

    Индикатор Окраска индикатора в воде Окраска индикатора в растворе соляной кислоты (HCl) Окраска индикатора в растворе лимонной кислоте
    Фенолфталеин Бесцветная    
    Лакмусовая бумажка Желтая    
    Метилоранж Оранжевая    

    Обсуждение результатов и формулирование выводов (Слайд №14).

    – Как можно определить раствор кислоты среди других веществ? (Учитель задает всему классу вопрос) Раствор кислоты среди других веществ можно определить с помощью индикаторов.

    – Какие индикаторы изменили свой цвет в кислотах? (Учитель задает всему классу вопрос) Лакмус и метилоранж.

    – Одинаковые ли изменения цвета этих индикаторов вы наблюдали в обеих кислотах? (Учитель задает всему классу вопрос). Да.

    – Какую окраску приобрели лакмус и метилоранж и в соляной, и в лимонной кислотах? (Учитель задает всему классу вопрос). Лакмус стал красным, а метилоранж – розовым.

    – На основании проведенных опытов сделаем выводы:

    независимо от вида кислот индикаторы изменяют свой цвет одинаково; а это означает, что все кислоты обладают сходными свойствами. С чем же это связано?

    – Ребята, а что общего вы нашли в строении данных кислот? (Учитель задает всему классу вопрос). Все кислоты содержат атомы водорода.

    (Учитель дополняет: а все оставшееся это остатки, а если остатки эти у кислот, то остатки будет называться кислотными и так, даем определение). У всех есть атом водорода.

    Ученики записывают определение и общую формулу в тетрадь.

    Кислотами называют сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка. Общая формула кислот: НпКО, где Нп – атом водорода, а КО – кислотный остаток.

    Как определить степень окисления атомов химических элементов, образующих кислоты? Для бинарных кислот это сделать очень легко. Так как у водорода степень окисления +1, то в соединении H +1CI-1 у хлора степень окисления -1., в соединенииh3 +1 S-2 у серы -2. Учащиеся записывают в тетрадь.

    Несложно будет рассчитать и степень окисления атомов элементов-неметаллов, образующих кислотные остатки кислородсодержащих кислот. Нужно помнить, что суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равно нулю, а степени окисления водорода +1 и кислорода -2. Тогда, например, по формуле серной кислоты

    h3 -1S хO4-2,можно составить уравнение (+1)• 2 + х + (-2)• 4 = 0, где х – степень окисления серы, откуда х=+6 Отсюда формула серной кислоты с проставленными степенями окисления принимает вид h3 -1S +6O4-2

    Зная степень окисления элемента – неметалла, образующего кислотный остаток кислородсодержащей кислоты можно определить, какой оксид ей соответствует. Например, серной кислоте h3SO4, в которой у серы степень окисления равна+6, соответствует оксид серы (VI) SO3 (Слайд №15)

    Чем данные кислоты отличаются друг от друга по составу? Кислотные остатки бывают:

    А) простые – CI, S, Br Б) сложные – SO4, CO3, PO4

    Совершенно верно! Состав кислот различен, и классифицировать их также можно по-разному.

    Классификация кислот: (по отдельным признакам) (Слайд№16).

    А) по нахождению в природе (Слайд №17, Слайд№18). Б) по наличию кислорода в кислотном остатке (Слайд №19). В) по основности кислотного остатка (Слайд №20). Г) по растворимости в воде (Слайд 21).

    (Объяснение учителя) Учащиеся записывают

    Номенклатура кислот. А теперь мы с вами будем учиться называть кислоты.

    Бескислородные кислоты называют с конца молекулы, соединяя название последнего элемента через соединительную гласную О со словом водородная, и добавляем название класса соединения – кислота.

    Например: ПОКАЗЫВАЮ HCl – хлороводородная кислота, другое, чаще употребляемое название ее, – соляная кислота. (Слайд №24, 25)

    Немного о ней: (показываю пузырек с кислотой) – это жидкость, без цвета и запаха, концентрированная дымит на воздухе; содержится в желудке и выполняет две функции: уничтожает большую часть микробов, которые попадают в желудок вместе с пищей, и помогает перевариванию пищи. Желудок готовится к приему пищи заранее: лишь только мы начнем пережевывать пищу, он выделяет желудочный сок, содержащий соляную кислоту. Вот почему так вредно жевать жевательную резинку на голодный желудок, так как сок начнет переваривать стенки самого желудка.

    Название кислородсодержащих кислот дает элемент, стоящий в середине формулы. (Слайд № 26,27) Например: ПОКАЗЫВАЮ h3SO4 и h3SO3 – в середине стоит сера, поэтому первую (у которой больше кислорода) называют серной (богатая и важная), а вторую (у которой меньше кислорода) – сернистой (победнее и скромнее).

    Немного о серной кислоте: (показываю ее) – это жидкость, без цвета и запаха, хорошо поглощает окружающие пары воды и другие газы. Концентрированная серная кислота требует особого обращения с ней при разбавлении: ее нужно приливать в воду, а не наоборот. Иначе может произойти закипание и выплеск кислоты, что может привести к ожогам рук, глаз и лица.

    Серную кислоту человечество знает около1000 лет. Её выделили из купоросов, и соответственно назвали купоросным маслом. Именно под таким названием кислота была известна в России Серная кислота – сильная двухосновная кислота при обычных условиях – тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, которая имеет широкое применение в текстильной, кожевенной, металлообрабатывающей и пищевой промышленности (Слайд № 28, 29) При растворении в воде концентрированная серная кислота выделяет большое количество энергии. Фиксируется внимание учащихся на том, что в связи с большим выделением количества теплоты при растворении концентрированной серной кислоты в воде нельзя вливать воду в кислоту. В этом случае вода, имеющая меньшую плотность, окажется на поверхности, закипит, и её брызги вместе с кислотой могут обжечь руки и лицо. Сильное разогревание жидкости учащиеся наблюдают с помощью градусника.

    Учащиеся делают вывод: “Кислоту надо приливать к воде, а не наоборот”.

    Учитель: “Правило разбавление кислот: сначала вода, затем кислота, иначе случиться большая беда (Слайд №30)

    “Бермудский треугольник!”

    Демонстрационный опыт (проводит учитель): обугливание древесины концентрированной серной кислотой, т. к. она жадно отнимает воду у органических веществ(Слайд №31,32), вещество при этом обугливается.

    Применение кислот. Сайт (№33,34)

    Итак, мы познакомились еще с одним классом соединений – кислотами.

    Запишем домашнее задание

    3. Домашнее задание

    § 20, учить формулы и названия кислот, подготовиться к химическому диктанту (Слайд №35)

    4.

    Проверим насколько хорошо мы усвоили материал урока с помощью тестовых заданий. Слайд №36-42).

    Подведение итогов урока.

    Приложение (презентация к уроку)

    Литература:

    1. Габриелян О.С. Химия 8. Учебник для общеобразовательных учебных заведений. М.: Дрофа, 2005.
    2. Габриелян О.С., Воскобойникова Н.П., Яшукова А.Я. Настольная книга учителя. Химия 8 класс. М.: Дрофа, 2003.
    3. Я познаю мир: Химия: Дет. энциклопедия. / Автор – составитель Л. А. Савина – М.: ООО “Издательство АСТ”: ООО “Издательство Астрель”, 2002. – 442 с.
    4. Интернет ресурсы.

    http://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/himiya/INDIKATORI.html

    http://www.hemi.nsu.ru/ucheb183.htm

    http://www.alhimik.ru/read/grosse5.html

    http://www.alhimikov.net/elektronbuch/Page-20.html

    xn--i1abbnckbmcl9fb.xn--p1ai

    Таблица названий кислот и их солей

    Формула кислоты

    Название кислоты

    Название соответствующей соли

    HAlO2 Метаалюминиевая Метаалюминат
    HBO2 Метаборная Метаборат
    h4BO3 Ортоборная Ортоборат
    HBr Бромоводородная Бромид
    HCOOH Муравьиная Формиат
    HCN Циановодородная Цианид
    h3CO3 Угольная Карбонат
    h3C2O4 Щавелевая Оксолат
    h5C2O2(Ch4COOH) Уксусная Ацетат
    HCl Хлороводородная Хлорид
    HClO Хлорноватистая Гипохлорит
    HClO2 Хлористая Хлорит
    HClO3 Хлорноватая Хлорат
    HClO4 Хлорная Перхлорат
    HCrO2 Метахромистая Метахромит
    HCrO4 Хромовая Хромат
    HCr2O7 Двухромовая Дихромат
    HI Иодоводородная Иодид
    HMnO4 Марганцевая Перманганат
    h3MnO4 Марганцовистая Манганат
    h3MoO4 Молибденовая Молибдат
    HNO2 Азотистая Нитрит
    HNO3 Азотная Нитрат
    HPO3 Метафосфорная Метафосфат
    HPO4 Ортофосфорная Ортофосфат
    h5P2O7 Двуфосфорная (Пирофосфорная) Дифосфат (Пирофосфат)
    h4PO3 Фосфористая Фосфит
    h4PO2 Фосфорноватистая Гипофосфит
    h3S Сероводородная Сульфид
    h3SO3 Сернистая Сульфит
    h3SO4 Серная Сульфат
    h3S2O3 Тиосерная Тиосульфат
    h3Se Селеноводородная Селенид
    h3SiO3 Кремниевая Силикат
    HVO3 Ванадиевая Ванадат
    h3WO4 Вольфрамовая Вольфрамат

    reshal.ru



    О сайте

    Онлайн-журнал "Автобайки" - первое на постсоветском пространстве издание, призванное осветить проблемы радовых автолюбителей с привлечение экспертов в области автомобилестроения, автоюристов, автомехаников. Вопросы и пожелания о работе сайта принимаются по адресу: Онлайн-журнал "Автобайки"