Кислоты общая характеристика классификация свойства. Классификация, получение и свойства кислот

Классификация, получение и свойства кислот

Кислоты общая характеристика классификация свойства. Классификация, получение и свойства кислот

Поиск по сайту: К оглавлению К предыдущему разделу

3.2.  Классификация, получение и свойства кислот

Кислотами (кислотными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты.

По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты – азотная HNO3, серная H2SO4, и соляная HCl.

По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты (HNO3, H3PO4 и т.п.) и бескислородные кислоты (HCl, H2S, HCN и т.п.).

По основности, т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, кислоты подразделяются на одноосновные (например, HNO3,  HCl), двухосновные (H2S, H2SO4), трехосновные (H3PO4) и т. д.

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания –водородная: HCl – хлороводородная кислота, H2Sе – селеноводородная кислота, HCN – циановодородная кислота.

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «ная» или «овая», например, H2SO4 – серная кислота, HClO4 – хлорная кислота, H3AsO4 – мышьяковая кислота.

С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «оватая» (HClO3 – хлорноватая кислота), «истая» (HClO2 – хлористая кислота), «оватистая» (HОCl – хлорноватистая кислота).

Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, получает окончание «истая» (HNO3 – азотная кислота, HNO2 – азотистая кислота).

Таблица – Важнейшие кислоты и их соли

КислотаНазвания соответствующих нормальных солей
НазваниеФормула
АзотнаяHNO3Нитраты
АзотистаяHNO2Нитриты
Борная (ортоборная)H3BO3Бораты (ортобораты)
БромоводороднаяHBrБромиды
ИодоводороднаяHIИодиды
КремниеваяH2SiO3Силикаты
МарганцоваяHMnO4Перманганаты
МетафосфорнаяHPO3Метафосфаты
МышьяковаяH3AsO4Арсенаты
МышьяковистаяH3AsO3Арсениты
ОртофосфорнаяH3PO4Ортофосфаты (фосфаты)
Дифосфорная (пирофосфорная)H4P2O7Дифосфаты (пирофосфаты)
ДихромоваяH2Cr2O7Дихроматы
СернаяH2SO4Сульфаты
СернистаяH2SO3Сульфиты
УгольнаяH2CO3Карбонаты
ФосфористаяH3PO3Фосфиты
Фтороводородная (плавиковая)HFФториды
Хлороводородная (соляная)HClХлориды
ХлорнаяHClO4Перхлораты
ХлорноватаяHClO3Хлораты
ХлорноватистаяHClOГипохлориты
ХромоваяH2CrO4Хроматы
Циановодородная (синильная)HCNЦианиды

 Получение кислот

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

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S  H2S.

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при непосредственном соединении кислотных оксидов с водой:

SO3 + H2O = H2SO4,

CO2 + H2O = H2CO3,

P2O5 + H2O = 2HPO3.

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

BaBr2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HBr,

CuSO4 + H2S = H2SO4 + CuS,

CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2↑ + H2O.

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

H2O2 + SO2 = H2SO4,

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑.

Химические свойства кислот

1. Наиболее характерное химическое свойство кислот – их способность реагировать с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O,

2HNO3 + FeO = Fe(NO3)2 + H2O,

2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O.

2. Способность взаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с выделением водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑,

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑.

3. С солями, если образуется малорастворимая соль или летучее вещество:

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl,

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑,

2KHCO3 + H2SO4 = K2SO4 +2SO2↑ + 2H2O.

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем легкость диссоциации по каждой из ступеней падает, поэтому для многоосновных кислот вместо средних солей часто образуются кислые (в случае избытка реагирующей кислоты):

Na2S + H3PO4 = Na2HPO4 + H2S↑,

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O.

4. Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски, что издавна используется для качественного обнаружения кислот в растворах. Так, лакмус изменяет цвет в кислой среде на красный.

5. При нагревании кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксид и воду (лучше в присутствии водоотнимающего P2O5):

H2SO4 = H2O + SO3,

H2SiO3 = H2O + SiO2.

© М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

К следующему разделу
К оглавлению

Источник: https://www.chem-astu.ru/chair/study/inorganic-compounds/3_2_Acids.shtml

Кислоты, их классификация и свойства

Кислоты общая характеристика классификация свойства. Классификация, получение и свойства кислот

ЗАДАЧИ УРОКА:

углубить знания обучающихся о кислотах: сформировать понятие о кислотах как классе электролитов, рассмотреть их классификацию и общие свойства в свете ионных представлений, типичные реакции;

  • развивать умения и навыки записи молекулярных, полных и сокращённых ионных уравнений, пользоваться рядом активности металлов и таблицей растворимости при составлении химических реакций.
  • продолжить формировать умения обобщать и анализировать данные, применять правила, делать выводы.
  • ОБОРУДОВАНИЕ:

    таблицы “Классификация кислот”, интерактивная доска, мультимедийное учебное пособие “Химия.8 класс”, виртуальная школа Кирилла и Мефодия “Уроки химии 8 – 9 класс”

    ХОД 1 УРОКА

    .

    I. Организационный момент.

    Проверка домашнего задания §37 № 3, 5(а – в)

    № 3.

    • 3K2CO3 + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O + 3CO2↑
    • 6K+ + 3CO32- + 6H+ + 2PO43- = 6K+ + 2PO43- + 3H2O + 3CO2↑
    • 3CO32- + 6H+ = 3H2O + 3CO2↑

    № 5

    a)

    • 3Ca2+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2↓
    • 3CaCl2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
    • 3Ca(NO3)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6H NO3

    б)

    • Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3↓
    • FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
    • FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3↓ + 3KCl

    в)

    • 2H+ + S2- = H2S↑
    • H2SO4 + Na2S = H2S↑ + Na2SO4
    • HCl + BaS = H2S↑ + BaCl2

    II

    . Основная часть.

    1.

    Кислоты, их классификация.

    Изучение кислот начинается с описания их физических свойств – “Ребята, какими физическими свойствами обладают кислоты?” – твердые (фосфорная и кремневая) и жидкости, напомнить что некоторые газы в водных растворах образуют кислоты (хлороводород – соляную, сероводород – сероводородную и т.д.)

    Кто помнит определение кислот, которое мы давали при знакомстве с этим классом.

    Кислотами

    называют сложные вещества, молекулы которого состоят из атомов водорода и кислотного остатка.

    Вспомним, что мы уже знаем о кислотах и их классификации (виртуальная школа Кирилла и Мефодия “Уроки химии 8 – 9 класс” – 8 класс, тема “Кислоты” слайд №1, 2; работа по таблице № 10).

    Мы выяснили, что классификаций кислот несколько, как и признаков классификации. Но какими бы разными они не были, все кислоты при диссоциации образуют катионы водорода, которые и обуславливают ряд общих свойств: кислый вкус, изменение окраски индикаторов (демонстрационный эксперимент кислота + индикаторы), взаимодействие с другими веществами.

    Давайте познакомимся со способами получения кислот (виртуальная школа Кирилла и Мефодия “Уроки химии 8 – 9 класс” – 8 класс, тема “Кислоты” слайд №3).

    На прошлых уроках мы познакомились с вами с ТЭД, поэтому давайте запишем определение кислот с позиции этой теории.

    Кислотами

    называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.

    2.

    Химические свойства кислот.

    Основные химические свойства рассматриваются в виде схемы представленной в учебнике (виртуальная школа Кирилла и Мефодия “Уроки химии 8 – 9 класс” – 8 класс, тема “Кислоты” слайд № 4, 5 или мультимедийное учебное пособие “Химия.8 класс” № 2- 4).

    Кислота + металл → соль + водород

    (реакция замещения)

    Данные реакции идут при выполнении нескольких условий:

    • если металлы стоят в ряду активности металлов до водорода;
    • в результате реакции должна получаться растворимая соль, если образуется нерастворимая соль то на поверхности металла образуется плёнка из этой соли, которая прекращает доступ кислоты к металлу;
    • нерастворимая кремниевая кислота не взаимодействует с металлами;
    • особо взаимодействуют с металлами азотная и концентрированная серная кислоты, но об этом мы будем говорить в 9 классе.

    Al + 3 H2SO4 = Al2(SO4)3 + H2↑

    Al0 + 6H+ + 3SO42- = 2Al3+ + 3SO42- + H2↑

    Al0 + 3SO42- = 2Al3+ + H2↑

    Cu + 2HCl ≠

    2. Кислота + основание → соль + вода (реакция нейтрализации)

    (реакция обмена)

    Эта реакция универсальна и протекает между любой кислотой и между любым основанием.

    НCl + NaOH = NaCl + Н2О

    H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + Н2О

    H++ OH- = Н2О

    Реакцию между нерастворимым основанием и кислотой предлагается написать ребятам самостоятельно (молекулярное, полное и сокращённое ионное) первый составивший получает оценку:

    Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O

    Fe(OH)2 + 2H+ + SO42- = Fe2+ + SO42- + 2H2O

    Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2O

    3. Кислота + оксид металла → соль + вода

    (реакция обмена)

    При составлении данного уравнения обратить внимание обучающихся на то, что оксиды металлов не являются электролитами, поэтому в ионном уравнении его записывают в молекулярном виде (мультимедийное учебное пособие “Химия.8 класс” №5, 6).

    CuO + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O

    CuO + 2H+ + SO42- = Cu2+ + SO42- + 2H2O

    CuO + 2H+ = Cu2+ + 2H2O

    Данный тип реакций идёт в случае образования растворимой соли, если образуется нерастворимая соль, то на поверхности металла образуется плёнка из этой соли, которая прекращает доступ кислоты к оксиду.

    4. Кислота + соль → новая кислота + новая соль

    (реакция обмена)

    Взаимодействие кислот с солями типичная реакция обмена и протекает по тем же закономерностям, т.е. в случае образования осадка, газа или слабого электролита.

    Al2(CO3)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O + 3CO2↑

    2Al3+ + 3CO32- + 6H+ + 3SO42- = 2Al3+ + 3SO42- + 3H2O + 3CO2↑

    3CO32- + 6H+ = 3H2O + 3CO2↑

    III.

    Закрепление.

    виртуальная школа Кирилла и Мефодия “Уроки химии 8 – 9 класс” – 8 класс, тема “Кислоты” слайд № 6 – 9

    .

    IV. Домашнее задание:

    §38 № 1, 3, 4.

    ХОД 2 УРОКА

    .

    I. Организационный момент.

    §38 № 1, 3, 5.

    № 1.

    HNO3 = H+ + NO3-

    № 3.

    H+Cl+7O4-2; H2+1Cr+6O4-2; H2+1Cr2+6O4-2; H+N+3O2-2; H4+P2+5O7-2.

    № 4.

    a)

    • ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
    • ZnO + 2H+ + 2NO3- = Zn2+ + 2NO3- + H2O
    • ZnO + 2H+ = Zn2+ + H2O

    б)

    • Al + 3 H2SO4(разб) = Al2(SO4)3 + H2↑
    • Al0 + 6H+ + 3SO42- = 2Al3+ + 3SO42- + H2↑
    • Al0 + 3SO42- = 2Al3+ + H2↑

    в) HNO3 + CuSO4 ≠

    г)

    • 2HCl + FeS =FeCl2 + H2S
    • 2H+ + 2Cl- + FeS =Fe2+ + 2Cl- + H2S
    • 2H+ + FeS =Fe2+ + H2S

    д)

    • 3H2SO4 + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 6H2O
    • 6H+ + 3SO42- + 2Fe(OH)3 = 2Fe3+ + 3SO42- + 6H2O
    • 6H+ + 2Fe(OH)2 = 2Fe2+ + 6H2O

    Пока весь класс проверяет домашнее задание, несколько учеников получают дидактические карточки.

    Карточка № 1

    Тема “Кислоты, их классификация и свойства”.

    1. Выберите названия классов веществ, с представителями которых не взаимодействуют кислоты:

    а) основные оксиды (оксиды металлов) б) кислоты;

    в) кислотные оксиды; г) основания; д) соли.

    2. Соотнесите:

    Свойства кислот:продукты реакций
    1) взаимодействие с основанием; 2) реакция с оксидом металла; 3) взаимодействие с металлом; 4) реакция с солью.а) …= CaCl2 + CO2↑+ H2Oб) ZnSO4 + H2↑в) … = KNO3 + H2Oг) … = MgSO4 + H2Oд) … = Cu(NO3)2 + 2H2Oе) … = AgCl↓ + HNO3

    Карточка № 2

    Тема “Кислоты, их классификация и свойства”.

    1. Выберите названия классов веществ, с представителями которых взаимодействуют кислоты:

    а) основные оксиды (оксиды металлов) б) кислоты;

    в) кислотные оксиды; г) основания; д) соли.

    2. Соляная кислота не взаимодействует с: а) Al; б) Cu; в) Zn; г) Ag; д) Fe.

    Карточка № 3.

    Тема “Кислоты, их классификация и свойства”.

    1. Какие вещества реагируют друг с другом? Выберите правильные ответы:

    а) CuO + HCl = …;
    б) Cu + HCl = …;
    в) CuSO4 + HCl = …;
     
    г) CuCO3 + HCl = …

    Напишите уравнения возможных реакций (молекулярные и сокращённые ионные.

    Карточка № 4.

    Тема “Кислоты, их классификация и свойства”.

    1. Какие вещества реагируют друг с другом? Выберите правильные ответы:

    а) Al + 3 H2SO4(разб) =;
    б) HNO3 + CuSO4 =;
    в) Al2(CO3)3 + 3H2SO4 =;
    г) SO3 + H2SO4 =

    Напишите уравнения возможных реакций (молекулярные и сокращённые ионные.

    II. Основная часть. Решение задач и упражнений по теме “Кислоты”.

    §

    38 № 5.

    Дано:mприм(Mg) =120гω примеси(Mg) = 25%V(H2) = ?Решение: 90г xл1. Mg + 2HCl = MgCl2 + H224г 22,4л2. ωчист(Mg) = 1 – 0,25 = 0,75; mчист(Mg) =120г • 0,75 = 90г3. 90/24 = x/22,4; x = 90 • 22,4/24 = 84лОтвет: V(H2) = 84л

    § 38 № 6.

    HNO2 → NO3

    HNO3 → N2O5

    H3PO4 → P2O5

    H2SO3 → SO2

    H2SO4 → SO3

    H2SiO3 → SiO2

    Составить молекулярные, полные и сокращённые ионные уравнения химических реакций между следующими веществами. Дать название типу химической реакции. Ответы обоснуйте.

    1) кремниевая кислота и гидроксид лития

    H2SiO3 + 2LiOH = Li2SiO3 + H2O

    H2SiO3 + 2Li+ + 2OH- = 2Li ++ SiO32- + H2O

    H2SiO3 + 2OH- = SiO32- + H2O

    2) сульфид натрия и серная кислота

    Na2S + H2SO4 = Na2SO4 + H2S↑

    2Na+ + S2- + 2H+ + SO42- = 2Na+ + SO42- + H2S↑

    S2- + 2H+ = H2S

    3) сульфит натрия и серная кислота

    Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2↑

    2Na+ + SO32- + 2H+ + SO42- = 2Na+ + SO42- + H2O + SO2↑

    SO32- + 2H+ = H2O + SO2

    4) оксид магния и соляная (хлороводородная) кислота

    MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O

    MgO + 2H+ + 2Cl- = Mg2+ + 2Cl- + H2O

    MgO + 2H+ = Mg2+ + H2O

    5) оксид серебра и соляная (хлороводородная) кислота

    Ag2O + HCl ≠

    В сильном классе в оставшееся время работа с мультимедийным учебным пособием “Химия.8 класс” № 8 – 11 – проверочная работа.

    III. Домашнее задание:

    §38, составить по два уравнения химических реакций типичных для кислот, записать их в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде.

    Приложение.

    10.05.2010

    Источник: https://urok.1sept.ru/%D1%81%D1%82%D0%B0%D1%82%D1%8C%D0%B8/573302/

    Химические свойства и способы получения кислот

    Кислоты общая характеристика классификация свойства. Классификация, получение и свойства кислот

    Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

    Классификация неорганических веществ

    Кислоты – сложные вещества, которые при взаимодействии с водой образуют в качестве катионов только ионы Н+ (или Н3О+).

    По растворимости в воде кислоты можно поделить на растворимые и нерастворимые. Некоторые кислоты самопроизвольно разлагаются и в водном растворе практически не существуют (неустойчивые). Подробно про классификацию кислот можно прочитать здесь.

    1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой. При этом с водой реагируют при обычных условиях только те оксиды, которым соответствует кислородсодержащая растворимая кислота. 

    кислотный оксид + вода = кислота

    Например, оксид серы (VI) реагирует с водой с образованием серной кислоты:

    SO3  +  H2O  →  H2SO4

    При этом оксид кремния (IV)  с водойне реагирует:

    SiO2  +  H2O ≠

    2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.

    Неметалл + водород = бескислородная кислота

    Например, хлор реагирует с водородом:

    H20 + Cl20 → 2H+Cl—

    3. Электролиз растворов солей. Как правило, для получения кислот электролизу подвергают растворы солей, образованных кислотным остатком кислородсодержащих  кислот. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

    Например, электролиз раствора сульфата меди (II):

    2CuSO4 + 2H2O  →  2Cu + 2H2SO4  +  O2

    4. Кислоты образуются при взаимодействии других кислот с солями. При этом более сильная кислота вытесняет менее сильную.

    Например: карбонат кальция CaCO3  (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

    CaCO3 + H2SO4  →  CaSO4 + 2H2O + CO2

    5. Кислоты можно получить окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями.

    Например, концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

    P  + 5HNO3  →  H3PO4  + 5NO2  + H2O

    1. В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода Н+ и анионы кислотных остатков. При этом сильные кислоты диссоциируют почти полностью, а слабые кислоты диссоциируют частично.

    Например, соляная кислота диссоциирует почти полностью:

    HCl  →  H+  +  Cl–

    Если говорить точнее, происходит протолиз воды, и в растворе образуются ионы гидроксония:

    HCl  + H2O  →  H3O+  +  Cl–

    Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато.

    Например, сернистая кислота диссоциирует в две ступени:

    H2SO3  ↔ H+ + HSO3–

    HSO3– ↔ H+ + SO32–

    2. Кислоты изменяют окраску индикатора. Водный раствор кислот окрашивает лакмус в красный цвет, метилоранж в красный цвет. Фенолфталеин не изменяет окраску в присутствии кислот.

    3. Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами.

    С нерастворимыми основаниями и соответствующими им оксидами взаимодействуют только растворимые кислоты.

    нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

    основный оксид + растворимая кислота = соль + вода

    Например, гидроксид меди (II) взаимодействует с растворимой бромоводородной кислотой:

     Cu(OH)2 + 2HBr  →  CuBr2 + 2H2O

    При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.

    Cu(OH)2 + H2SiO3 ≠

    С сильными основаниями (щелочами) и соответствующими им оксидами реагируют любые кислотами.

    Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами — и сильными, и слабыми. При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации.

     Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты.

    В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

    щёлочь(избыток)+ кислота = средняя соль + вода

    щёлочь + многоосновная кислота(избыток) = кислая соль + вода

    Например, гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.

    При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при  мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

    NaOH  +  H3PO4  →   NaH2PO4 + H2O

    При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 1:2 образуются гидрофосфаты:

    2NaOH  +  H3PO4  →  Na2HPO4 + 2H2O

    В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

    3NaOH  +  H3PO4  →  Na3PO4 + 3H2O

    4. Растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

    Растворимая кислота + амфотерный оксид  = соль + вода

    Растворимая кислота + амфотерный гидроксид  = соль + вода

    Например, уксусная кислота взаимодействует с гидроксидом алюминия:

    3CH3COOH + Al(OH)3  →  (CH3COO)3Al + 3H2O

    5. Некоторые кислоты являются сильными восстановителями. Восстановителями являются кислоты, образованные неметаллами в минимальной или промежуточной степени окисления, которые могут повысить свою степень окисления (йодоводород HI, сернистая кислота H2SO3  и др.).

    Например, йодоводород можно окислить хлоридом меди (II):

    2HI— + 2Cu+2 Cl2 → 2HCl  +  2Cu+Cl + I20

    6. Кислоты взаимодействуют с солями.

    Кислоты реагируют с растворимыми солями только при условии, что в продуктах реакции присутствует газ, вода, осадок или другой слабый электролит. Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

    Кислота1 + растворимая соль1 = соль2 + кислота2/оксид + вода

    Например, соляная кислота взаимодействует с нитратом серебра в растворе:

    Ag+NO3— + H+Cl— → Ag+Cl—↓ + H+NO3—

    Кислоты реагируют и с нерастворимыми солями. При этом более сильные кислоты  вытесняют менее сильные кислоты из солей.

    Например,  карбонат кальция (соль угольной кислоты), реагирует с соляной кислотой (более сильной, чем угольная):

    CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O  + CO2

    5. Кислоты взаимодействуют с кислыми и основными солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные из кислых солей. Либо кислые соли реагируют с кислотами с образованием более кислых солей. 

    кислая соль1 + кислота1 = средняя соль2 + кислота2/оксид + вода

    Например, гидрокарбонат калия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида калия, углекислого газа и воды:

    KHCO3 + HCl →  KCl  +  CO2 + H2O

    Ещё пример: гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:

    H3PO4 +  K2HPO4  →  2KH2PO4 

    При взаимодействии основных солей с кислотами образуются средние соли. Более сильные кислоты также вытесняют менее сильные из солей.

    Например, гидроксокарбонат меди (II) растворяется в серной кислоте:

    2H2SO4 +  (CuOH)2CO3  →  2CuSO4  + 3H2O  +  CO2

    Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.

    Например, гидроксохлорид алюминия взаимодействет с соляной кислотой:

    Al(OH)Cl2 +  HCl  →  AlCl3  + H2O 

    6. Кислоты взаимодействуют с металлами.

    При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Однако минеральные кислоты и кислоты-окислители взаимодействуют по-разному.

    К минеральным кислотам относятся соляная кислота HCl, разбавленная серная кислота H2SO4, фосфорная кислота H3PO4, плавиковая кислота HF, бромоводородная HBr и йодоводородная кислоты HI.

    Такие кислоты взаимодействуют только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

    При взаимодействии минеральных кислот с металлами образуются соль и водород:

    минеральная кислота + металл = соль + H2↑

    Например, железо взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

    Fe + 2H+Cl  →  Fe+2Cl2 + H20

    Сероводородная кислота H2S, угольная H2CO3, сернистая H2SO3 и кремниевая H2SiO3 с металлами не взаимодействуют.

    Кислоты-окислители (азотная кислота HNO3 любой концентрации и серная концентрированная кислота H2SO4(конц)) при взаимодействии с металлами водород не образуют, т.к.

    окислителем выступает не водород, а азот или сера. Продукты восстановления азотной или серной кислот бывают различными. Определять их лучше по специальным правилам. Эти правила подробно разобраны в статье Окислительно-восстановительные реакции.

    Я настоятельно рекомендую выучить их наизусть.

    7. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.

    Угольная H2CO3, сернистая H2SO3 и азотистая HNO2 кислоты разлагаются самопроизвольно, без нагревания:

    H2CO3  →   H2O + CO2

    H2SO3  →   H2O + SO2

    2HNO2  →  NO + H2O + NO2

    Кремниевая H2SiO3, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:

    H2SiO3  →   H2O + SiO2

    2HI  →   H2  +  I2

    Азотная кислота HNO3 разлагается при нагревании или на свету:

    4HNO3  →  O2 + 2H2O + 4NO2

    Источник: https://chemege.ru/kisloty/

    Кислоты — классификация, свойства, получение и применение

    Кислоты общая характеристика классификация свойства. Классификация, получение и свойства кислот

    Кислоты (неорганические, минеральные) — это сложные соединения состоящие из катиона водорода (H+) и аниона кислотного остатка(SO32-, SO42-, NO3—  и т.д). 

    Кислотам дали такое название не просто так. Большинство из них имеют кислый вкус. С некоторыми из них знаком каждый из вас. Это, например, уксусная кислота, которая есть в каждом доме, аскорбиновая кислота (она же витамин C), лимонная кислота и т.д. Но не стоит все кислоты пробовать на вкус. Кислоты являются очень едкими веществами.

     Даже всем нам привычная и известная аскорбиновая кислота в большой концентрации будет вредна нашему организму. А от более сильных кислот — серной, соляной и даже уксусной — можно получить очень сильные ожоги, вплоть до летального исхода.

    Поэтому при работе с кислотами нужно быть осторожными, а также соблюдать технику безопасности!!!

    Таблица названий некоторых кислот и их солей

    Название кислотыФормулаНазвание соли
    СернаяH2SO4Сульфат
    СернистаяH2SO3Сульфит
    СероводороднаяH2SСульфид
    Соляная (хлористоводородная)HClХлорид
    Фтороводородная (плавиковая)HFФторид
    БромоводороднаяHBrБромид
    ЙодоводороднаяHIЙодид
    АзотнаяHNO3Нитрат
    АзотистаяHNO2Нитрит
    ОртофософорнаяH3PO4Фосфат
    УгольнаяH2CO3Карбонат
    КремниеваяH2SiO3Силикат
    УксуснаяCH3COOHАцетат

    Классификация кислот

    По содержанию кислорода
    Кислородсодержащие (H2SO4) Бескислородные (HCl)
    По количеству содержащихся катионов водорода (H+)
    Одноосновные (HCl)Двухосновные (H2SO4)Трёхосновные (H3PO4)

    Понятие «одноосновная кислота» произошло по причине того, что для нейтрализации одной молекулы одноосновной кислоты нам понадобится одна молекула основания. для двухосновной — соответственно две молекулы и т. д.

    По растворимости (в воде)
    Растворимые (HCl)Нерастворимые (H2SiO3)
    По силе (степени диссоциации)
    Сильные (H2SO4)Слабые (CH3COOH)
    По летучести
    Летучие (H2S)Нелетучие (H2SO4)
    По устойчивости
    Устойчивые (H2SO4)Неустойчивые (H2CO3)

    Изменение цвета индикаторов в кислой среде

    ИндикаторНейтральная средаКислая среда
    Метилоранжоранжевыйкрасный
    Лакмусфиолетовыйкрасный
    Фенолфталеинбесцветныйбесцветный
    Бромтимоловый синийзеленыйжелтый
    бромкрезоловый зеленыйсинийжелтый

    Химические свойства кислот

    • Взаимодействие с металлами (в ряду активности находящихся до водорода), протекает с выделением газообразного водорода и образованием солей: 

    H2SO4 + 2Na → Na2SO4 + H2

    Металлы, находящиеся в ряду активности после водорода,  не вступают в реакцию с кислотой (кроме концентрированной серной кислоты).

    Азотная и концентрированная серная кислоты проявляют свойства окислителей, и продукты реакций будут зависеть от концентрации, температуры и природы восстановителя.

    • Взаимодействуют с оксидами основных и амфотерных металлов с образованием солей и воды:

    H2SO4 + MgO → MgSO4 + H2O

    • С основаниями, с образованием солей и воды (так называемая реакция нейтрализации):

    H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O

    • Кислоты могут взаимодействовать с солями, если в результате реакции будет образовываться нерастворимая соль, или выделяться газ:

    H2SO4 + K2CO3 → K2SO4 + H2O + CO2

    • Сильные кислоты могут вытеснять из солей более слабые кислоты:

    3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4

    Получение кислот

    • Взаимодействие кислотного оксида с водой:

    H2O + SO3 →H2SO4

    • Взаимодействие водорода и неметалла:

    H2 + Cl2 → 2HCl

    • Вытеснение слабой кислоты из солей, более сильной кислотой:

    3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4

    Применение кислот

    В настоящее время, минеральные и органические кислоты находят множество сфер применения.  

    Серная кислота (H2SO4), находит широкое применение в химической технологии, для производства лакокрасочных материалов, производстве минеральных удобрений, в пищевой промышленности (пищевая добавка Е513), в качестве электролита в производстве аккумуляторных батарей.

    Раствор двухромовокислого калия в серной кислоте (хромовая смесь) используются в лабораториях для мытья химической посуды. Являясь сильным окислителем, хромка позволяет отмывать посуду от следов загрязнений органическими веществами. Так же, хромовая смесь используется в органическом синтезе.

    Борная кислота (H3BO3) используется в медицине как антисептик, в качестве флюса при пайке металлов, как борсодержащее удобрение, в домашнем хозяйстве используется как средство от тараканов.

    Широко известны в домашнем использовании при выпечке уксусная и лимонная кислоты. Также в быту их используют для удаления накипи.

    Знакомая всем с детства аскорбиновая кислота, более известная в народе как витамин С, применяется при лечении простудных заболеваний.

    Азотная кислота (HNO3) находит применение при производстве взрывчатых веществ, при производстве минеральных азотсодержащих удобрений (аммиачная, калиевая селитра), в производстве лекарственных средств (нитроглицерин).

    Источник: https://in-chemistry.ru/kisloty-klassifikatsiya-svojstva-poluchenie-primenenie

    Урок №36. Кислоты: классификация, номенклатура, физические и химические свойства – ХиМуЛя.com

    Кислоты общая характеристика классификация свойства. Классификация, получение и свойства кислот

    Кислоты – сложные вещества, состоящие из одного илинескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотныхостатков.

    Классификациякислот

    1.По числу атомов водорода: число атомов водорода (n) определяет основность кислот:

    n= 1  одноосновная   

    n= 2  двухосновная   

    n= 3   трехосновная

    2.По составу:

    а) Таблица кислородсодержащих  кислот, кислотных остатков исоответствующих кислотных оксидов:

    Кислота (НnА)

    Кислотный остаток (А)

    Соответствующий  кислотный оксид

    H2SO4 серная

    SO4 (II) сульфат

    SO3    оксид серы (VI)

    HNO3 азотная

    NO3 (I) нитрат

    N2O5 оксид азота ( V)

    HMnO4 марганцевая

    MnO4 (I) перманганат

    Mn2O7 оксид марганца (VII)

    H2SO3 сернистая

    SO3 (II) сульфит

    SO2      оксид серы (IV )

    H3PO4 ортофосфорная

    PO4 (III) ортофосфат

    P2O5   оксид фосфора (V)

    HNO2 азотистая

    NO2 (I) нитрит

    N2O3   оксид азота (III )

    H2CO3 угольная

    CO3 (II) карбонат

    CO2 оксид углерода ( IV)

    H2SiO3 кремниевая

    SiO3 (II) силикат

    SiO2  оксид кремния (IV)

    НСlO хлорноватистая

    СlO  (I) гипохлорит

    Сl2O оксид хлора (I)

    НСlO2 хлористая

    СlO2 (I) хлорит

    Сl2O3 оксид хлора (III)

    НСlO3  хлорноватая

    СlO3 (I) хлорат

    Сl2O5 оксид хлора (V)

    НСlO4  хлорная

    СlO4 (I) перхлорат

    Сl2O7 оксид хлора (VII)

    б) Таблица бескислородных кислот

    Кислота (НnА)

    Кислотный остаток (А)

    HCl  соляная, хлороводородная

    Cl (I) хлорид

    H2S сероводородная

    S(II) сульфид

    HBr бромоводородная

    Br (I) бромид

    HI йодоводородная

    I(I) йодид

    HF фтороводородная,плавиковая

    F(I) фторид

    Физическиесвойства кислот

    Многие кислоты,например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны такжетвёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO3,борная H3BO3.Почти все кислоты растворимы в воде.

    Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H2SiO3.Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислыйвкус содержащиеся в них кислоты.

    Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная ит.д.

    Способыполучения кислот

    бескислородные

    кислородсодержащие

    HCl, HBr, HI, HF, H2S

    HNO3, H2SO4и другие

    ПОЛУЧЕНИЕ

    1. Прямое взаимодействие неметаллов

    H2 + Cl2 = 2 HCl

    1. Кислотный оксид + вода = кислота  

    SO3 + H2O  = H2SO4

    2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой

    2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) =  Na2SO4 + 2HCl­

    Химическиесвойства кислот

    1. Изменяют окраску индикаторов 

      “Действие кислот на индикаторы”

    Название индикатора

    Нейтральная среда

    Кислая среда

    Лакмус

    Фиолетовый

    Красный

    Фенолфталеин

    Бесцветный

    Бесцветный

    Метилоранж

    Оранжевый

    Красный

    Универсальная индикаторная бумага

    Оранжевая

    Красная

    2.Реагируют с металлами в ряду активности до  H2

    (искл. HNO3 –азотная кислота)

    “Взаимодействие кислот с металлами”

    Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H2↑         (р. замещения)

    Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2                                  

    3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов

    “Взаимодействие оксидов металлов с кислотами”

    МехОу +  КИСЛОТА=СОЛЬ + Н2О     (р. обмена)

    CuO + H2SO4 = Cu SO4 + H2O

    4. Реагируют с основаниями  реакция нейтрализации

    КИСЛОТА  + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H2O    (р. обмена)

    H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O

    5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот – если образуется кислота,выпадающая в осадок или выделяется газ:

    2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) =  Na2SO4 + 2HCl­↑  ( р. обмена)

    Сила кислот убывает в ряду:

    HI > HClO4 > HBr > HCl > H2SO4 > HNO3 > HMnO4 > H2SO3 > H3PO4 > HF > HNO2 >H2CO3 > H2S > H2SiO3 .

    Каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую

      “Взаимодействие кислот с солями”

    6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании 

    ( искл. H2SO4 ; H3PO4 )

    КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА       (р.разложения )

    Запомните!  Неустойчивыекислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду:       

    H2CO3 ↔H2O + CO2↑

    H2SO3↔ H2O + SO2↑

    Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:

    СаS + 2HCl = H2S↑ + CaCl2

    “Химические свойства соляной кислоты”

    ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

    №1. Распределите химические формулы кислот  в таблицу. Дайте им названия:

    LiOH, Mn2O7, CaO, Na3PO4, H2S, MnO, Fe(OH)3, Cr2O3, HI , HClO4 ,HBr , CaCl2, Na2O,  HCl , H2SO4 , HNO3 , HMnO4 , Ca(OH)2, SiO2,  H2SO3 , Zn(OH)2, H3PO4 , HF , HNO2 ,H2CO3 , N2O, NaNO3,H2S , H2SiO3

    Кислоты

    Бес-кисло-

    родные

    Кислород- содержащие

    растворимые

    нераст-воримые

    одно-

    основные

    двух-основные

    трёх-основные

    №2.Составьте уравнения реакций:

    Ca+ HCl

    Na+ H2SO4

    Al+ H2S

    Ca+ H3PO4
    Назовите продукты реакции.

    №3.Составьте уравнения реакций, назовите продукты:

    Na2O + H2CO3

    ZnO + HCl

    CaO + HNO3

    Fe2O3+ H2SO4

    №4.Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:

    KOH + HNO3

    NaOH + H2SO3

    Ca(OH)2 + H2S

    Al(OH)3 + HF

    HCl + Na2SiO3

    H2SO4+ K2CO3

    HNO3 + CaCO3

    Назовитепродукты реакции.

    ТРЕНАЖЁРЫ

    Тренажёр №1. “Формулы и названия кислот”

    Тренажёр №2. ” Установление соответствия:формула кислоты – формула оксида”

    Тренажёр №3. “Действие кислот на индикаторы”

    Тренажёр №4. “Классификация кислот по наличиюкислорода в кислотном остатке”

    Тренажёр №5. “Классификация кислот поосновности”

    Тренажёр №6. “Классификация кислот порастворимости в воде”

    Тренажёр №7. “Классификация кислот по стабильности”

    Техника безопасности – Оказание первой помощи припопадании кислот на кожу

    Техника безопасности – Правила техники безопасностипри работе с кислотами файл

    Техника безопасности – Правило разбавленияконцентрированной серной кислоты водой

    Источник: https://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/8-klass/urok-no36-kisloty-klassifikacia-nomenklatura-fiziceskie-i-himiceskie-svojstva

    WikiMedForum.Ru
    Добавить комментарий