Кислоты презентация к уроку по химии (11 класс) на тему. Кислоты Плотность различных кислот

Это вещества молекулярного строения. Атомы в молекулах кислот связаны ковалентными полярными связями. Чем больше поляризована связь между атомом водорода, способным отщепляться, и электроотрицательным атомом (кислорода, серы или атомом галогена), то тем более эта связь склонна диссоциировать по гетеролитическому пути. А значит, тем больше в растворе будет катионов водорода и тем кислее будет среда. Большое значение имеет не только полярность, но и поляризуемость связи. Поляризуемость - это способность связи поляризоваться под действием определенных реагентов. Например, молекул воды.

Классификация кислот

Классификация кислот по содержанию атомов кислорода, по количеству атомов водорода, по растворимости и другим признакам. См. Табл. 1.

1. Реакция с металлами .

Металлы, расположенные в ряду напряжений металлов (Рис. 1.) до водорода, вытесняют водород из кислот.

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

С концентрированной азотной и серной кислотой реакции идут за счет анионного остатка. Водород не выделяется. Рис. 2.

Cu + 4HNO3(конц) = Cu (NO3)2 + 2NO2 + H2O

Cu + 2H2SO4(конц) = Cu SO4 + SO2 + H2O

2. Реакция с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды.

K2O+ HNO3 = KNO3 + H2O

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

3. Реакция с солями. Кислоты реагируют с растворами солей, если в результате реакции один из продуктов выпадает в осадок, поскольку образование нерастворимых соединений смещает равновесие вправо и делает её практически необратимой.

Н2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ +2 HCl

H2CO3 + BaCl2 = BaCO3↓ +2 HCl

4. Реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами.

KOН+ HNO3 = KNO3 + H2O

Al(OН)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O

5. Обнаружение кислот при помощи кислотно-основных индикаторов.

В кислой среде лакмус приобретает красную окраску. Метиловый оранжевый - красную, а фенолфталеиновый - бесцветный.

Основные способы получения кислот

1. Бескислородные кислоты можно получить из простых веществ.

2. Кислородсодержащие кислоты можно получить гидратацией соответствующих кислотных оксидов.

N2O5 + H2O → 2HNO3

SO3 + H2O → H2SO4

3. Получение кислот вытеснением слабых кислот сильными, летучих - нелетучими, растворимых - нерастворимыми. Например, сильная соляная кислота вытесняет слабую уксусную из растворов их солей.

СH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl

NaСl (тв.) + H2SO4= NaНSO4 + HCl

4. Кислоты можно получить при гидролизе некоторых солей или галогенидов.

Al2 S3 +6 H2O → 2Al (OH)3↓+ 3H2S

PCl5 + H2O → H3PO4 + 5HCl

Теория кислот и оснований Сванте Аррениуса. Она базируется на теории электролитической диссоциации. Согласно ей, кислоты - это вещества, образующие в водном растворе гидратированные ионы водорода и анионы кислотного остатка. А соответственно, основания - это вещества, диссоциирующие в водном растворе на катионы металла и анионы гидроксогруппы.

Теория Брёнстеда и Лоури. Согласно этой теории, кислоты - это молекулы или ионы, которые в данной реакции являются донорами протонов, а основания - это молекулы или ионы, которые принимают протоны, т. е. акцепторы.

В органической химии существует теория Льюиса. Кислота - это молекула или ион, имеющая вакантные валентные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары, например, ионы водорода, ионы металлов, некоторые оксиды, а также ряд солей. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонсодержащие кислоты рассматриваются, как частный случай класса кислот.

Основание по теории Льюиса - это молекула или ион, способные быть донорами электронных пар: все анионы, аммиак, амины, вода, спирты, галогены .

Пример реакции между кислотами и основаниями Льюиса .

AlCl3+ Cl- → Cl4-

Это взаимодействие лежит в основе галогенирования ароматических соединений.

Теория Усановича. В этой теории кислота - это частица, которая способна отщеплять катионы или присоединять анионы. Соответственно, основание наоборот. Этой теорией пользуются очень редко, потому что она получилась слишком общей. Согласно ей, любые взаимодействия с участием ионов можно свести к кислотно-основным. А это не очень удобно..

Для количественной характеристики того, как кислота диссоциирует на ионы, кроме понятия степени электролитической диссоциации используют понятие константа диссоциации . Константа диссоциации - это вид константы равновесия, которая показывает склонность некоторого большого объекта (кислоты, соли или комплексного соединения) обратимо диссоциировать с образованием более маленьких объектов. Константа диссоциации определяется как произведение концентраций ионов в степени их стехиометрических коэффициентов, делённое на недиссоциированную форму.

В случае диссоциации вещества с многовалентными ионами, диссоциация происходит ступенчато. Для каждой ступени существует собственное значение константы диссоциации.

Пример диссоциации трехосновной борной кислоты H 3 BO 3 .

I ступень: Н3ВО3 ↔ Н+ + Н2ВО3-

I ступень: Н2ВО3- ↔ Н+ + НВО32-

I ступень: НВО32- ↔ Н+ + ВО33-

Выражение констант диссоциации по каждой из этих ступеней будет выглядеть так:

Из значения констант диссоциации делаем вывод, что многоосновные вещества в основном диссоциируют по первой ступени.

В организме человека большую роль играют три неорганических кислоты. Это - фосфорная кислота, угольная и соляная. Фосфорная кислота входит в состав буферных систем крови. Буферными называются такие растворы, которые при добавлении небольших количеств кислот или оснований изменяют свой водородный показатель рН. Эти системы нужны для того, чтобы поддерживать кислотность крови в определенном и довольно узком интервале. Остатки фосфорной кислоты входят в остатки многих биологически активных веществ, например нуклеиновых кислот и многих ферментов. Наши кости состоят из гидроксида фосфата кальция Сa10(PO4)6(OH)2 или гидроксиапатита кальция, а зубы включают в себя фторапатит кальция Сa10(PO4)6F2. Рис. 8.

Угольная кислота также входит в состав буферных систем крови. За счёт действия легких такие системы можно быстро и легко регулировать и можно варьировать количество углекислого газа в крови.

Соляная кислота содержится в желудочном соке. Она способствует денатурации и набуханию белков, что облегчает их последующее расщепление ферментами. Она создает кислую среду, необходимую для действия ферментов. Она ответственна за антибактериальную среду желудочного сока.

ИСТОЧНИКИ

источник видео - https://www.youtube.com/watch?v=KqOwvPrN8W4

источник презентации - http://ppt4web.ru/khimija/kisloty5.html

Это вещества молекулярного строения. Атомы в молекулах кислот связаны ковалентными полярными связями. Чем больше поляризована связь между атомом водорода, способным отщепляться, и электроотрицательным атомом (кислорода, серы или атомом галогена), то тем более эта связь склонна диссоциировать по гетеролитическому пути. А значит, тем больше в растворе будет катионов водорода и тем кислее будет среда. Большое значение имеет не только полярность, но и поляризуемость связи. Поляризуемость - это способность связи поляризоваться под действием определенных реагентов. Например, молекул воды.

Классификация кислот

Классификация кислот по содержанию атомов кислорода, по количеству атомов водорода, по растворимости и другим признакам. См. Табл. 1.

Пример реакции между кислотами и основаниями Льюиса .

AlCl 3 + Cl - → Cl 4 -

Это взаимодействие лежит в основе галогенирования ароматических соединений.

Теория Усановича (Рис. 7). В этой теории кислота - это частица, которая способна отщеплять катионы или присоединять анионы. Соответственно, основание наоборот. Этой теорией пользуются очень редко, потому что она получилась слишком общей. Согласно ей, любые взаимодействия с участием ионов можно свести к кислотно-основным. А это не очень удобно.

Домашнее задание

1. №№2-4 (с. 187) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. - М.: Дрофа, 2007. - 220 с.

2. Как можно определить наличие кислоты в продуктах питания?

3. Как вы думаете, откуда произошло название муравьиной кислоты?

Основания, амфотерные гидроксиды

Основания - это сложные вещества, состоя­щие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула Me +y (OH) y , где у - число гидроксогрупп, равное степени окисления металла Me. В таблице представлена классификация осно­ваний.

Свойства щелочей гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов

1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса - в синий цвет, фенолфталеина - в малиновый.

2. Водные растворы диссоциируют:

3. Взаимодействуют с кислотами, вступая в реак­цию обмена:

Многокислотные основания могут давать сред­ние и основные соли:

4. Взаимодействуют с кислотными оксидами, об­разуя средние и кислые соли в зависимости от основности кислоты, соответствующей этому оксиду:

5. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) сплавление:

б) в растворах:

6. Взаимодействуют с растворимыми в воде соля­ми, если образуется осадок или газ:

Нерастворимые основания (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 и др.) взаимодействуют с кислотами и разлага­ются при нагревании:

Амфотерные гидроксиды

Амфотерными называют соединения, которые в зависимости от условий могут быть как доно­рами катионов водорода и проявлять кислотные свойства, так и их акцепторами, т. е. проявлять основные свойства.

Химические свойства амфотерных соединений

1. Взаимодействуя с сильными кислотами, они об­наруживают основные свойства:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Взаимодействуя со щелочами - сильными ос­нованиями, они обнаруживают кислотные свой­ства:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексная соль)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексная соль)

Комплексными называют соединения, в кото­рых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.

Общий метод получения оснований бази­руется на реакциях обмена, с помощью которых могут быть полу­чены как нерастворимые, так и растворимые основания.

CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4

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

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих ам­фотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например:

АlСl 3 + 4КОН = К[Аl(ОН) 4 ] + 3КСl

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гид­роксид аммония, в котором амфотерные гидроксиды не растворяются:

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

Гидроксиды серебра и ртути настолько легко разлагаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3

В промышленности щелочи обычно получают электролизом вод­ных растворов хлоридов.

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

Щелочи можно также получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой.

2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2

SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2

Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, мо­лекулы которых состоят из атомов водорода, спо­собных замещаться на атомы металла, и кислот­ных остатков. При обычных условиях кислоты могут быть тверды­ми (фосфорная H 3 PO 4 ; крем­ниевая H 2 SiO 3) и жидкими (в чистом виде жидкостью будет серная кислота H 2 SO 4).

Такие газы, как хлороводород HCl, бромоводо­род HBr, сероводород H 2 S, в водных растворах об­разуют соответствующие кислоты. Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяет­ся заряд кислотного остатка (аниона) и основность кислоты.

Согласно протолитической теории кислот и оснований, предло­женной одновременно датским химиком Брёнстедом и английским химиком Лоури, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием - вещество, способное при­нимать протоны.

кислота → основание + Н +

На основе таких представлений понятны основные свойства ам­миака, который благодаря наличию неподеленной электронной пары при атоме азота эффективно принимает протон при взаимо­действии с кислотами, образуя ион аммония посредством донорно­акцепторной связи.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

кислота основание кислота основание

Более общее определение кислот и оснований предложил амери­канский химик Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем не обязательно происходят с переносом про тона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль в химических реакциях отводится электронным парам.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Так, например, фторид алюминия AlF 3 - это кислота, так как он способен принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отда­вать электронные пары, называют основаниями Льюиса (аммиак - основание).

Определение Льюиса охватывает все кислотно-основные про­цессы, которые рассматривались ранее предложенными теориями. В таблице сопоставлены определения кислот и оснований, ис­пользуемые в настоящее время.

Номенклатура кислот

Поскольку существуют разные определения кислот, их классификация и номенклатура до­вольно условны.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4) и трехосновные (Н 3 РO 4).

По составу кислоты делят на бескислородные (НСl, H 2 S) и кисло­родсодержащие (НСlO 4 , HNO 3).

Обычно названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -кая, -вая, если сте­пень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются (в порядке уменьшения сте­пени окисления металла): -оватая, истая, -оватистая:

Если рассмотреть полярность связи водород-неметалл в пределах периода, легко можно связать полярность этой связи с положени­ем элемента в Периодической системе. От атомов металлов, легко теряющих валентные электроны, атомы водорода принимают эти электроны, образуя устойчивую двухэлектронную оболочку типа оболочки атома гелия, и дают ионные гидриды металлов.

В водородных соединениях элементов III-IV групп Периодиче­ской системы бора, алюминия, углерода, кремния образуют кова­лентные, слабополярные связи с атомами водорода, не склонные к диссоциации. Для элементов V-VII групп Периодической системы в пределах периода полярность связи неметалл-водород увеличи­вается с зарядом атома, но распределение зарядов в возникающем диполе иное, чем в водородных соединениях элементов, склонных отдавать электроны. Атомы неметаллов, у которых для завершения электронной оболочки необходимо несколько электронов, оттяги­вают к себе (поляризуют) пару электронов связи тем сильнее, чем больше заряд ядра. Поэтому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF или SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl связи с атомами водорода, оставаясь кова­лентными, приобретают более полярный характер, а атом водорода в диполе связи элемент-водород становится более электроположи­тельным. Если полярные молекулы оказываются в полярном рас­творителе, может происходить процесс электролитической диссо­циации.

Обсудим поведение кислородсодержащих кислот в водных рас­творах. У этих кислот имеется связь Н-О-Э и, естественно, на по­лярность связи Н-О влияет связь О-Э. Поэтому эти кислоты диссо­циируют, как правило, легче, чем вода.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3

На нескольких примерах рассмотрим свойства кислородсодержа­щих кислот, образованных элементами, которые способны прояв­лять разную степень окисления. Известно, что хлорноватистая кис­лота НСlO очень слабая, хлористая кислота НСlO 2 также слабая, но сильнее хлорноватистой, хлорноватая кислота НСlO 3 сильная. Хлор­ная кислота НСlO 4 - одна из самых сильных неорганических кислот.

Для диссоциации по кислотному типу (с отщеплением иона Н) необходим разрыв связи О-Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO - НСlO 2 - НСlO 3 - НСClO 4 ? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с цен­тральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от одинар­ной связи О-Cl оттягивается электронная плотность. В результате электронная плотность частично уходит и от связи О-Н, которая из- за этого ослабляется.

Такая закономерность - усиление кислотных свойств с возрас танием степени окисления центрального атома - характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кис­лота HNO 3 , в которой степень окисления азота +5, более сильная, чем азотистая кислота HNO 2 (степень окисления азота +3); серная кислота H 2 SO 4 (S +6) более сильная, чем сернистая кислота H 2 SO 3 (S +4).

Получение кислот

1. Бескислородные кислоты могут быть полу­чены при непосредственном соединении неметаллов с водородом .

Н 2 + Сl 2 → 2НСl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Некоторые кислородсодержащие кислоты могут быть получе­ны взаимодействием кислотных оксидов с водой .

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты мож­но получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4(pa зб) = H 2 S+FeSO 4

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Некоторые кислоты могут быть получены с помощью окислительно-восстановительных реакций.

Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ЗН 3 РO 4 + 5NO 2

Кислый вкус, действие на индикаторы, элек­трическая проводимость, взаимодействие с метал­лами, основными и амфотерными оксидами, осно­ваниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами - эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

можно разделить на два типа ре­акций:

1) общие для кислот реакции связаны с образованием в водных рас­творах иона гидроксония Н 3 O + ;

2) специфические (т. е. характерные) реакции конкретных кислот.

Ион водорода может вступать в окислителъно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а также в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными ча­стицами, имеющими неподеленные пары электронов, т. е. в кис­лотно-основные реакции.

К общим свойствам кислот относятся реакции кислот с металла­ми, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

К кислотно-основным реакциям относятся реакции с основными оксидами и основаниями, а также со средними, основными, а ино­гда и кислыми солями.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O

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

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем на каждой следующей ступени диссоциация проходит труд­нее, поэтому при избытке кислоты чаще всего образуются кислые соли, а не средние.

Са 3 (РO 4) 2 + 4Н 3 РO 4 = 3Са(Н 2 РO 4) 2

Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O

КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O

На первый взгляд, может показаться удивительным образование кислых солей одноосновной фтороводородной (плавиковой) кислотой. Однако этот факт можно объяснить. В отличие от всех других галогеноводород­ных кислот плавиковая кислота в растворах частично полимеризована (благодаря образованию водородных связей) и в ней могут при­сутствовать разные частицы (HF) X , а именно H 2 F 2 , H 3 F 3 и т. д.

Частный случай кислотно-основного равновесия - реакции кис­лот и оснований с индикаторами, которые изменяют свою окраску в зависимости от кислотности раствора. Индикаторы использу­ются в качественном анализе для обнаружения кислот и основа­ний в растворах.

Самые часто применяемые индикаторы - лакмус (в нейтральной среде фиолетовый цвет, в кислой - красный, в щелочной - си­ний), метилоранж (в кислой среде красный, в нейтральной - оран­жевый, в щелочной - желтый), фенолфталеин (в сильнощелочной среде малиново-красный, в нейтральной и кислой - бесцветный).

Специфические свойства различных кислот могут быть двух типов: во-первых, реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и, во-вторых, окислительно-восстановительные превращения. Если реакции, связанные с наличием у них иона Н + , общие для всех кислот (качественные реакции для обнаружения кислот), специфические реакции используются как качественные на отдельные кислоты:

Ag + + Cl — = AgCl (белый осадок)

Ва 2+ + SO 4 2- = BaSO 4(белый осадок)

3Ag + + PO 4 3 — = Ag 3 PO 4(желтый осадок)

Некоторые специфические реакции кислот обусловлены их окис­лительно-восстановительными свойствами.

Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться.

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

H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только в том случае, если центральный атом в них находится в низшей или про­межуточной степени окисления, как, например, в сернистой кисло­те:

H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S +6 , N +5 , Сг +6), прояв­ляют свойства сильных окислителей. Концентрированная H 2 SO 4 - сильный окислитель.

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

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4(конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Следует запомнить, что:

• Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряже­ний левее водорода, при соблюдении ряда усло­вий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли. Взаимо­действие HNO 3 и Н 2 SO 4 (конц.) с металлами проте­кает иначе.

Концентрированная серная кислота на холоде пассивирует алюминий, железо, хром.

• В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

• Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется раствори­мая соль:

• И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут об­разовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

• Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:

Взаимодействие H 3 PO 4 с известняком прекра­тится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка Ca 3 (PO 4) 2 .

Особенности свойств азотной HNO 3 и концен­трированной серной H 2 SO 4 (конц.) кислот обуслов­лены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислите­лями будут выступать не катионы H + , а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в резуль­тате таких реакций образуется не водород H 2 , а получаются другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановле­ния нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры, сте­пени измельченности металла и т. д.).

Эти особенности химического поведения HNO 3 и H 2 SO 4 (конц.) наглядно иллюстрируют тезис те­ории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.

Часто путают понятия летучесть и устойчи­вость (стабильность). Летучими называют кисло­ты, молекулы которых легко переходят в газо­образное состояние, то есть испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. На­пример, нелетучая, нераство­римая кремниевая кислота разлагается на воду и SiO 2 . Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не име­ют окраски. Водный раствор хромовой кислоты H 2 CrO 4 имеет желтую окраску, марганцевой кислоты HMnO 4 - малиновую.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

Преподаватель: Грудинина Татьяна Викторовна Тема урока: Кислоты

Цели урока: Обобщить и закрепить знания о классификации, номенклатуре, свойствах органических и неорганических кислот Научить объяснять общность химических свойств неорганических и органических кислот Научить правильно составлять уравнения реакций в молекулярном и ионном виде

Определение кислот Кислоты в природе Классификация кислот Химические свойства кислот Получение кислот Применение кислот План урока:

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только гидратированные ионы водорода (H 3 O +) . 1. Определение кислот

В 1923г. была предложена протолитическая теория Бернстедом-Лаури. Кислоты – это молекулы или ионы, которые являются донорами катионов водорода Н + . Катион Н + называется протоном, поэтому теория называется протолитической. Согласно электронной теории кислот и оснований американского химика Г.Н. Льюиса кислоты – это реагенты, которые являются акцепторами электронов.

2. Кислоты в природе Кислотные дожди (азотная, сер ная кислоты) Кислоты в пище (яблочн ая, щавелевая, лимонная, молочная, масл яная, кофейная и другие) «Химическое оружие» животных и растений. Муравей при укусе впрыскивает яд, содержащий муравьиную кислоту. Ее использует и крапива.

Паук педипальпида стреляет в своих врагов струйкой, состоящей из уксусной кислоты. Плоские тысяченожки используют яд пострашнее – пары синильной кислоты. Мухоморы используют иботеновую кислоту и ее сложное соединение – мусцимол. Разрушение горных пород и образование почвы. Лишайники могут выделять кислоты, способные превращать гранит в труху.

Витамины: аскорбиновая, фолиевая, оротовая, пангамовая, никотиновая и другие. Гиалуроновая кислота – основной компонент смазки суставов. Аминокислоты образуют белки. Соляная кислота в желудке активирует фермент пепсиноген, разлагающий белки пищи, а также уничтожает гнилостную микрофлору. Кислоты в организме человека.

По составу: Кислородосодержащие: Н NO 3 , H 2 SO 3 ; Бескислородные: HCl , H 2 S . По основности: (основность кислоты определяется числом катионов, которые образуются при диссоциации) . Одноосновные: HBr , HNO 2 ; Двухосновные: H 2 S , H 2 SO 4 ; Многоосновные: H 3 PO 4 . Задание. Назвать кислоты и дать им классификацию: HClO 3 , H 2 S , H 3 PO 4 , HBr . 3. Классификация кислот:

Взаимодействие с металлами, расположенными в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода. 4. Химические свойства кислот: окислитель, восстановление восстановитель, окисление ацетат магния

Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами. Самостоятельно:

Взаимодействие с растворимыми и нерастворимыми основаниями. Могут образовывать средние и кислые соли. Это реакции нейтрализации. Самостоятельно: 1 моль (избыток) 1 моль гидросульфат натрия (кислая соль) 1 моль 2моль сульфат натрия (средняя соль)

Взаимодействие с солями Сильная кислота способна вытеснить слабую кислоту даже из нерастворимой соли. Самостоятельно:

Соляная кислота Для растворения окалины и ржавчины при никелировании, хромировании, цинковании и т.п. стальных и чугунных изделий Для снятия накипи в паровых котлах Плавиковая кислота HF . Пропитывают древесину для предохранения от термитов и других насекомых. Применение кислот

Серная кислота Для производства фосфорных и азотных удобрений В производстве взрывчатых веществ Искусственных волокон Красителей Пластмасс Заливка аккумуляторов

Азотная кислота Производство азотных удобрений Взрывчатых веществ Лекарственных веществ Красители Пластмассы Искусственные волокна

Задание 1. Напишите формулы и дайте характеристику кислотам на основе их классификации: кремниевая кислота, плавиковая кислота. Задание 2. С какими веществами будет реагировать фосфорная кислота: К, SO 2 , Na 2 SO 4 , Na 2 CO 3 , MgO , Ag , Ba (OH) 2 . Закрепление

Задание 1. H 2 SiO 3 – кислородсодержащая, двухосновная, нерастворимая, слабая HF – бескислородная, одноосновная, растворимая, слабая Задание 2. Ответы

Спасибо за урок!!!

Кислоты - это такие химические соединения, которые способны отдавать электрически заряженный ион (катион) водорода, а также принимать два взаимодействущих электрона, вследствие чего образуется ковалентная связь.

В данной статье мы рассмотрим основные кислоты, которые изучают в средних классах общеобразовательных школ, а также узнаем множество интересных фактов о самых разных кислотах. Приступим.

Кислоты: виды

В химии существует множество самых разнообразных кислот, которые имеют самые разные свойства. Химики различают кислоты по содержанию в составе кислорода, по летучести, по растворимости в воде, силе, устойчивости, принадлежности к органическому или неорганическому классу химических соединений. В данной статье мы рассмотрим таблицу, в которой представлены самые известные кислоты. Таблица поможет запомнить название кислоты и ее химическую формулу.

Итак, все наглядно видно. В данной таблице представлены самые известные в химической промышленности кислоты. Таблица поможет намного быстрее запомнить названия и формулы.

Сероводородная кислота

H 2 S - это сероводородная кислота. Ее особенность заключается в том, что она еще и является газом. Сероводород очень плохо растоворяется в воде, а также взаимодействует с очень многими металлами. Сероводородная кислота относится к группе "слабые кислоты", примеры которых мы рассмотрим в данной статье.

H 2 S имеет немного сладковатый вкус, а также очень резкий запах тухлых яиц. В природе ее можно встретить в природном или вулканическом газах, а также она выделяется при гниении белка.

Свойства кислот очень разнообразны, даже если кислота незаменима в промышленности, то может быть очень неполезна для здоровья человека. Данная кислота очень токсична для человека. При вдыхании небольшого количество сероводорода у человека пробуждается головная боль, начинается сильная тошнота и головокружение. Если же человек вдохнет большое количество H 2 S, то это может привести к судорогам, коме или даже мгновенной смерти.

Серная кислота

H 2 SO 4 - это сильная серная кислота, с которой дети знакомятся на уроках химии еще в 8-м классе. Химические кислоты, такие как серная, являются очень сильными окислителями. H 2 SO 4 действует как окислитель на очень многие металлы, а также основные оксиды.

H 2 SO 4 при попадании на кожу или одежду вызывает химические ожоги, однако она не так токсична, как сероводород.

Азотная кислота

В нашем мире очень важны сильные кислоты. Примеры таких кислот: HCl, H 2 SO 4 , HBr, HNO 3 . HNO 3 - это всем известная азотная кислота. Она нашла широкое применение в промышленности, а также в сельском хозяйстве. Ее используют для изготовления различных удобрений, в ювелирном деле, при печати фотографий, в производстве лекарственных препаратов и красителей, а также в военной промышленности.

Такие химические кислоты, как азотная, являются очень вредными для организма. Пары HNO 3 оставляют язвы, вызывают острые воспаления и раздражения дыхательных путей.

Азотистая кислота

Азотистую кислоту очень часто путают с азотной, но разница между ними есть. Дело в том, что намного слабее азотной, у нее совершенно другие свойства и действие на организм человека.

HNO 2 нашла широкое применение в химической промышленности.

Плавиковая кислота

Плавиковая кислота (или фтороводород) - это раствор H 2 O c HF. Формула кислоты - HF. Плавиковая кислота очень активно используется в алюминиевой промышленности. Ею растворяют силикаты, травят кремний, силикатное стекло.

Фтороводород является очень вредным для организма человека, в зависимости от его концентрации может быть легким наркотиком. При попадании на кожу сначала никаких изменений, но уже через несколько минут может появиться резкая боль и химический ожог. Плавиковая кислота очень вредна для окружающего мира.

Соляная кислота

HCl - это хлористый водород, является сильной кислотой. Хлористый водород сохраняет свойства кислот, относящихся к группе сильных. На вид кислота прозрачна и бесцветна, а на воздухе дымится. Хлористый водород широко применяется в металлургической и пищевой промышленностях.

Данная кислота вызывает химические ожоги, но особо опасно ее попадание в глаза.

Фосфорная кислота

Фосфорная кислота (H 3 PO 4) - это по своим свойствам слабая кислота. Но даже слабые кислоты могут иметь свойства сильных. Например, H 3 PO 4 используют в промышленности для восстановления железа из ржавчины. Помимо этого, форсфорная (или ортофосфорная) кислота широко используется в сельском хозяйстве - из нее изготавливают множество разнообразных удобрений.

Свойства кислот очень схожи - практически каждая из них очень вредна для организма человека, H 3 PO 4 не является исключением. Например, эта кислота также вызывает сильные химические ожоги, кровотечения из носа, а также крошение зубов.

Угольная кислота

H 2 CO 3 - слабая кислота. Ее получают при растворении CO 2 (углекислый газ) в H 2 O (вода). Угольную кислоту используют в биологии и биохимии.

Плотность различных кислот

Плотность кислот занимает важное место в теоретической и практической частях химии. Благодаря знанию плотности можно определить концентрацию той или иной кислоты, решить расчетные химические задачи и добавить правильное количество кислоты для совершения реакции. Плотность любой кислоты меняется в зависимости от концентрации. Например, чем больше процент концентрации, тем больше и плотность.

Общие свойства кислот

Абсолютно все кислоты являются (то есть состоят из нескольких элементов таблицы Менделеева), при этом обязательно включают в свой состав H (водород). Далее мы рассмотрим которые являются общими:

1. Все кислородсодержащие кислоты (в формуле которых присутствует O) при разложении образуют воду, а также А бескислородные при этом разлагаются на простые вещества (например, 2HF разлагается на F 2 и H 2).
2. Кислоты-окислители взаимодействуют со всеми металлами в ряду активности металлов (только с теми, которые расположены слева от H).
3. Взаимодействуют с различными солями, но только с теми, которые были образованы еще более слабой кислотой.

По своим физическим свойствам кислоты резко отличаются друг от друга. Ведь они могут иметь запах и не иметь его, а также быть в самых разных агрегатных состояниях: жидких, газообразных и даже твердых. Очень интересны для изучения твердые кислоты. Примеры таких кислот: C 2 H 2 0 4 и H 3 BO 3 .

Концентрация

Концентрацией называют величину, которая определяет количественный состав любого раствора. Например, химикам часто необходимо определить то, сколько в разбавленной кислоте H 2 SO 4 находится чистой серной кислоты. Для этого они наливают небольшое количество разбавленной кислоты в мерный стакан, взвешивают и определяют концентрацию по таблице плотности. Концентрация кислот узко взаимосвязана с плотностью, часто на определение концетрации встречаются расчетные задачи, где нужно определить процентное количество чистой кислоты в растворе.

Классификация всех кислот по количеству атомов H в их химической формуле

Одной из самых популярных классификаций является разделение всех кислот на одноосновные, двухосновные и, соответственно, трехосновные кислоты. Примеры одноосновных кислот: HNO 3 (азотная), HCl (хлороводородная), HF (фтороводородная) и другие. Данные кислоты называются одноосновными, так как в их составе присутствует всего лишь один атом H. Таких кислот множество, абсолютно каждую запомнить невозможно. Нужно лишь запомнить, что кислоты классифицируют и по количеству атомов H в их составе. Аналогично определяются и двухосновные кислоты. Примеры: H 2 SO 4 (серная), H 2 S (сероводородная), H 2 CO 3 (угольная) и другие. Трехосновные: H 3 PO 4 (фосфорная).

Основная классификация кислот

Одной из самых популярных классификаций кислот является разделение их на кислородосодержащие и бескислородные. Как запомнить, не зная химической формулы вещества, что это кислота кислородосодержащая?

У всех бескислородных кислот в составе отсутствует важный элемент O - кислород, но зато в составе есть H. Поэтому к их названию всегда приписывается слово "водородная". HCl - это a H 2 S - сероводородная.

Но и по названиям кислосодержащих кислот можно написать формулу. Например, если число атомов O в веществе - 4 или 3, то к названию всегда прибавляется суффикс -н-, а также окончание -ая-:

• H 2 SO 4 - серная (число атомов - 4);
• H 2 SiO 3 - кремниевая (число атомов - 3).

Если же в веществе меньше трех атомов кислорода или три, то в названии используется суффикс -ист-:

• HNO 2 - азотистая;
• H 2 SO 3 - сернистая.

Общие свойства

Все кислоты имеют вкус кислый и часто немного металлический. Но есть и другие схожие свойства, которые мы сейчас рассмотрим.

Есть такие вещества, которые называются индикаторами. Индикаторы изменяют свой цвет, или же цвет остается, но меняется его оттенок. Это происходит в то время, когда на индикаторы действуют какие-то другие вещества, например кислоты.

Примером изменения цвета может служить такой привычный многим продукт, как чай, и лимонная кислота. Когда в чай бросают лимон, то чай постепенно начинает заметно светлеть. Это происходит из-за того, что в лимоне содержится лимонная кислота.

Существуют и другие примеры. Лакмус, который в нейтральной среде имеет сиреневый цвет, при добавлении соляной кислоты становится красным.

При находящимися в ряду напряженности до водорода, выделяются пузырьки газа - H. Однако если в пробирку с кислотой поместить металл, который находится в ряду напряженности после H, то никакой реакции не произойдет, выделения газа не будет. Так, медь, серебро, ртуть, платина и золото с кислотами реагировать не будут.

В данной статье мы рассмотрели самые известные химические кислоты, а также их главные свойства и различия.