Специфические свойства неорганических кислот. Классификация, получение и свойства кислот

Химия

Специфические свойства неорганических кислот. Классификация, получение и свойства кислот

КИСЛОТЫ

1. Определение
2. Классификация
3. Электролитическая диссоциация
4. Получение
5. Важнейшие химические свойства
6. Специфические свойства
7. Задания
8. Ответы

Кислоты – это сложные вещества, состоящие из катионов водорода и анионов кислотных остатков.

КЛАССИФИКАЦИЯ

1. По числу атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов кислоты разделяют на одноосновные, двухосновные и трёхосновные.

2. По наличию или отсутствию атомов кислорода в молекуле различают бескислородные и кислородсодержащие кислоты.

Существуют и другие способы классификации кислот.

По силе (по степени диссоциации)

1. Сильные (α =100 %)                            2. Слабые (α < 100 %)

HCl, HNO3, H2SO4                                   H2S, HNO2, H2CO3

По растворимости

1. Растворимые                                      2. Нерастворимые

HCl, HNO3                                             H2SiO3, H2MoO4

По стабильности

1. Стабильные                                     2. Нестабильные

                 HCl, HF, H2SO4 ,                           HNO3, H2SO3, H2SiO3, H2CO3

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Растворимые кислоты при растворении в воде диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков.
HCl → H+ +Cl-
Диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато.
H2SO4 → H+ + HSO4-
HSO4- ↔ H+ + SO42

ВАЖНЕЙШИЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ

1. Галоген + водород =  галогеноводород (растворением галогеноводорода в воде получают соответственную галогеноводородную кислоту.)
H2 +Cl2 = 2HCl

2. Кислотный оксид + вода = кислота
SO3 + H2O = H2SO4

3. Кислота + соль = другая кислота + другая соль (для этой реакции используют более сильную кислоту)
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

ВАЖНЕЙШИЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

1.Реакция нейтрализации: кислота + основание = соль + вода
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
При неполной нейтрализации многоосновной кислоты основанием получают кислую соль: 
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
При неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой получают основную соль: 
Zn(OH)2 + HCl = ZnOHCl + H2O

2. Кислота + металл = соль + водород (кислоты кроме HNO3 и H2SO4(конц.); металлы кроме стоящих в электрохимическом ряду напряжений металлов правее водорода)
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

3. Кислота + основный (амфотерный) оксид = соль + вода
3H2SO4+Al2O3=Al2(SO4)3+ 3H2O

4. Кислота + соль = другая кислота + другая соль (для этой реакции используют более сильную кислоту)
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

5. Кислоты (благодаря диссоциации на ионы) изменяют окраску индикаторов: Лакмус:  синий → розовый;

Метилоранж оранжевый → красный

СПЕЦИФИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

1. Реакции азотной кислоты и концентрированной серной кислоты с металлами.

При реакциях металлов с азотной кислотой различных концентраций и с концентрированной серной кислотой не выделяется водород. Вместо водорода ( в зависимости от кислоты) образуются различные соединения серы или азота и вода.

Схемы этих химических реакций можно записать следующим образом:
Me + HNO3 = MeNO3 + X + H2O, где X= NH4NO3 ; N2 ; N2O ; NO ; NO2;
Me + H2SO4(конц.

) = MeSO4 + X + H2O, где X= H2S ; S ; SO2
Образующиеся продукты “Х” зависят от концентрации кислоты и активности металла. См. таблицу:

Кислота/ МеталлLi; Na; K; Mg; Ca;BaАl*; Zn; Fe*;  Ni; Ti; Cr; Sn;  Pb и др. стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водородаCu; Ag ; HgAu; Pt; Ta
HNO3 (конц.)N2ONO2NO2Не реагируют
HNO3 (разб.)NH3  ( NH4NO3 )NO; NO2 ;N2 ; NH3( NH4NO3 ) в зависимости от концентрации кислотыNOНе реагируют
H2SO4 (конц.)S ,   H2S,  SO2S ,   H2S,  SO2SO2Не реагируют

Fe*, Аl* с концентрированной азотной кислотой и холодной концентрированной серной кислотой не реагируют, поэтому данные кислоты можно перевозить в алюминиевых и стальных цистернах..

Например:
а) с азотной кислотой
10 HNO3(конц.) + 8Na = 8Na NO3 + N2O + 5H2O
4 H NO3(конц.) + Zn = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
4 H NO3(конц.) + Cu = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
8 HNO3(разб.) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
36 H NO3(разб.) + 10Fe = 10Fe(NO3)3 + 3N2 + 18H2O
9 HNO3(разб.) + 8Na = 8Na NO3 + NH3 + 3H2O

б) с концентрированной серной кислотой

Zn + 2H2SO4(конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
4Zn + 5H2SO4(конц.) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
3Zn + 4H2SO4(конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O
Сu + 2H2SO4(конц.)  = Сu SO4 + SO2 + 2H2O

в) смесь, состоящая из одной части концентрированной азотной кислоты и трёх частей концентрированной азотной кислоты растворяет золото. Такая смесь называется царской водкой.
Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O

2. Азотная кислота и концентрированная серная кислота как сильные окислители могут реагировать с неметаллами.

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
S + 2НNO3 = H2SO4 + 2NO
C + 2H2SO4(конц.) = CO2 + 2SO2 + 2H2O
S + 2Н2SO4 (конц.)= 3SO2 + 2Н2О

3. Специфические свойства кислот зависят от входящего в состав кислоты аниона.

Ag+ + Cl- = AgCl↓ белый творожистый осадок
Ba2+ + SO42- = BaSO4↓ белый мелкокристаллический осадок
3Ag+ + PO43- = Ag3PO4↓ жёлтый осадок
2H+ + S2- = H2S↑ газ с неприятным запахом тухлых яиц

4. Нестабильные кислоты разлагаются.

H2SO3 и H2CO3в свободном виде не существуют, разлагаются:
H2SO3 = H2O + SO2↑ газ с резким запахом
H2CO3 = H2O + CO2↑ газ без запаха
H2SiO3 – нерастворимая кислота. Разлагается при нагревании.
H2SiO3 = H2O + SiO2

ЗАДАНИЯ

Задание 1. Из приведённого перечня выберите кислоты, назовите их, определите тип.
1) HNO2 2)Li2O 3) H2S 4) CuSO4 5) P2O5 6) Al(OH)3  7) HCl 8) H2SO4

Задание 2. С какими из перечисленных веществ может реагировать а) HCl б) H2SO4(раствор)
1)Na2O 2)SO3 3)H2O 4) AgNO3 5)HNO3  6)Na2SO4  7)BaCl2  8)Mg 9)Cu 10) NaOH

ОТВЕТЫ.

Источник: http://novschool31.narod.ru/uchenik/chemie_fedorov/kislota.htm

Химические свойства и способы получения кислот

Специфические свойства неорганических кислот. 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/

Классификация, получение и свойства кислот

Специфические свойства неорганических кислот. 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

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

Специфические свойства неорганических кислот. 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 сернаяSO4 (II) сульфатSO3    оксид серы (VI)
HNO3 азотнаяNO3 (I) нитратN2O5 оксид азота ( V)
HMnO4 марганцеваяMnO4 (I) перманганатMn2O7 оксид марганца (VII)
H2SO3 сернистаяSO3 (II) сульфитSO2      оксид серы (IV )
H3PO4 ортофосфорнаяPO4 (III) ортофосфатP2O5   оксид фосфора (V)
HNO2 азотистаяNO2 (I) нитритN2O3   оксид азота (III )
H2CO3 угольнаяCO3 (II) карбонатCO2 оксид углерода ( IV)
H2SiO3 кремниеваяSiO3 (II) силикатSiO2  оксид кремния (IV)
НСlO хлорноватистаяСlO  (I) гипохлоритСl2O оксид хлора (I)
НСlO2 хлористаяСlO2 (I) хлоритСl2O3 оксид хлора (III)
НСlO3  хлорноватаяСlO3 (I) хлоратСl2O5 оксид хлора (V)
НСlO4  хлорнаяСlO4 (I) перхлоратСl2O7 оксид хлора (VII)

б) Таблица бескислородных кислот

Кислота (НnА)Кислотный остаток (А)
HCl  соляная, хлороводороднаяCl (I) хлорид
H2S сероводороднаяS(II) сульфид
HBr бромоводороднаяBr (I) бромид
HI йодоводороднаяI(I) йодид
HF фтороводородная,плавиковаяF(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

бескислородныекислородсодержащие
HCl, HBr, HI, HF, H2SHNO3, H2SO4и другие
ПОЛУЧЕНИЕ
1. Прямое взаимодействие неметалловH2 + Cl2 = 2 HCl1. Кислотный оксид + вода = кислота  SO3 + H2O  = H2SO4
2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) =  Na2SO4 + 2HCl­

Химическиесвойства кислот

1. Изменяют окраску индикаторов 

  “Действие кислот на индикаторы”

Название индикатораНейтральная средаКислая среда
ЛакмусФиолетовыйКрасный
ФенолфталеинБесцветныйБесцветный
МетилоранжОранжевыйКрасный
Универсальная индикаторная бумагаОранжеваяКрасная

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-родныеКислород- содержащиерастворимыенераст-воримыеодно-основныедвух-основныетрёх-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

Кислоты — классификация, свойства, получение и применение

Специфические свойства неорганических кислот. 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

WikiMedForum.Ru
Добавить комментарий