Тема урока: Кислоты:
классификация, номенклатура, физические и химические свойства
Цель урока: сформировать знания о составе, классификации, номенклатуре кислот,
их роли в природе, правилах работы с кислотами; изучить химические свойства
кислот, познакомиться с рядом активности металлов, реакциями замещения и
обмена.
Тип урока: комбинированный урок.
Методы: объяснительно-иллюстративные (рассказ с элементами беседы, демонстрация
презентации содержащей видеоопыт), создание проблемной ситуации, практическая
работа.
Ход урока:
1. Орг
момент.
2. Проверка
д/з.
- Распределите
формулы по классам в таблицу
HCl, HNO3,
H2SO4, Ca(OH)2, K2O, Na2O,
Al2O3, Zn(OH)2, Al(OH)3.
- Состав оснований
и их классификация.
- Получение
оснований.
- Химические
свойства растворимых оснований.
- Химические
свойства нерастворимых оснований.
- Применение
оснований.
3. Изучение
нового материала.
Слова
"кислота" и "кислый" не зря имеют общий корень. Растворы
всех кислот на вкус кислые. Это не означает, что раствор любой кислоты можно
пробовать на язык – среди них встречаются очень едкие и даже ядовитые. Но такие
кислоты как уксусная (содержится в столовом уксусе), яблочная, лимонная,
аскорбиновая (витамин С), щавелевая и некоторые другие (эти кислоты содержатся
в растениях) знакомы вам именно своим кислым вкусом.
В
этом параграфе мы рассмотрим только важнейшие неорганические кислоты, то есть
такие, которые не синтезируются живыми организмами, но играют большую роль в
химии и химической промышленности.
В
состав кислот обязательно входит водород. Причём водород всегда стоит на
первом месте в формуле соединения. Вся остальная часть молекулы называется
кислотным остатком.
Все
кислоты, независимо от их происхождения, объединяет общее свойство – они
содержат реакционноспособные атомы водорода. В связи с этим кислотам можно дать
следующее определение:
Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого
имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.
1) кислотные
остатки в химических реакциях обычно сохраняются и переходят из одних
соединений в другие;
2) валентность
кислотных остатков определяется числом атомов водорода,
Кислоты
классифицируют по таким признакам: а) по наличию или отсутствию кислорода в
молекуле и б) по числу атомов водорода.
Говоря
о растворимости, обратитесь обязательно к таблице раствори-мости, найдите ряд
кислот и учащиеся сами сделают выводы: единственная нерастворимая кислота —
кремниевая.
По
первому признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные.
Классификация
кислот по составу.
Кислородсодержащие кислоты
|
Бескислородные кислоты
|
H2SO4 серная
кислота H2SO3 сернистая
кислота HNO3 азотная кислота
H3PO4 фосфорная кислота H2CO3 угольная
кислота H2SiO3 кремниевая кислота
|
HF фтороводородная кислота
HCl хлороводородная кислота (соляная кислота)
HBr бромоводородная кислота HI иодоводородная кислота H2S
сероводородная кислота
|
По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, все кислоты
делятся на одноосновные (с одним атомом водорода), двухосновные
(с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н), как показано в табл.
8-2:
Классификация кислот по числу
атомов водорода.
|
К И С Л О Т Ы
|
|
Одноосновные
|
Двухосновные
|
Трехосновные
|
HNO3 азотная
HF фтороводородная HCl хлороводородная HBr бромоводородная HI
иодоводородная
|
H2SO4 серная
H2SO3 сернистая H2S
сероводородная H2CO3 угольная H2SiO3
кремниевая
|
H3PO4
фосфорная
|
Физические свойства кислот
Многие
кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны
также твёрдые 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 кислый вкус
содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и т.д.
Способы
получения кислот
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
|
Рассмотрим
важнейшие химические свойства кислот.
1. Действие растворов кислот на индикаторы.
Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы
кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По
окраске индикаторов определяют присутствие кислоты.
Демонстрация
опыта:
В
тир пробирки наливаем по 1 мл растворов кислот HCI, H 2SO4, HNO3 и прибавим по
несколько капель каждого из индикаторов. В растворах кислот изменяется окраска
индикаторов.
1.
Метиловый оранжевый — становится розово-красным.
2.
Фиолетовый лакмус — красным.
3.
Бесцветный фенолфталеин – остаётся бесцветным.
Фенолфталеин
является индикатором на щелочи, т.к. только в щелочной среде изменяет окраску,
а в кислой он остаётся бесцветным.
Индикаторы
представляют собой вещества сложного строения. В растворах оснований и в
нейтральных растворах они имеют иную окраску, чем в растворах кислот. Об
индикаторах мы более подробно расскажем в следующем параграфе на примере их
реакций с основаниями.
2.
Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция, как вы уже знаете,
называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с
образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный
остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода.
Например:
Для
реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ
было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде,
они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с
нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая
плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми
основаниями – такими как NaOH и KOH:
H2SiO3
+ 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O 2
3. Взаимодействие кислот с основными оксидами.
Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними кислоты
также вступают в реакции нейтрализации:
2
HCl
|
+
|
CaO
|
=
|
CaCl2
|
+
|
H2O
|
Как
и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и
воду. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в
реакции нейтрализации.
Взаимодействие
кислот с оксидами металлов. В две пробирки насыпаем немного порошка Fe2O3.
Добавляем в одну пробирку раствор серной кислоты, в другую —соляной. Смеси
слегка подогрели. Наблюдаем растворение оксида.
Fe2
O3+ 6 HCI = 2 FeCI3 +3 H2O
Fe2
O3 +3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O
Провели
аналогичные реакции с оксидами магния.
MgO
+ H2SO4 = Mg SO4 + H2O
MgO+
2HCI = MgCI2 + H2O
После
выпаривания на стеклянной пластинке остались кристаллики соли. Растворяются
оксиды в кислотах и образуется соль и вода.
4. Взаимодействие кислот с металлами. Как мы
видим из предыдущего примера, для взаимодействия кислот с металлом должны
выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и
основными оксидами, которые идут практически всегда).
Во-первых,
металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к
кислотам. Например, золото, серебро, медь, ртуть и некоторые другие металлы с
выделением водорода с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий,
кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного
водорода и большого количества тепла.
По
реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд
активности металлов. Слева находятся наиболее активные металлы, справа –
неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он
взаимодействует с кислотами.
Ряд
активности металлов.
Металлы,
которые вытесняют водород из кислот
|
Металлы,
которые не вытесняют водород из кислот
|
K
Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H)
самые активные металлы
|
Cu
Hg Ag Pt Au
самые
неактивные металлы
|
Во-вторых,
кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с
металлом из левой части табл. 8-3. Под силой кислоты понимают ее способность
отдавать ионы водорода H+.
Таблица
8-4. Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.
Сильные
кислоты
|
Слабые
кислоты
|
HI
иодоводородная
HBr
бромоводородная
HCl
хлороводородная
H2SO4
серная
HNO3
азотная
|
HF
фтороводородная
H3PO4
фосфорная
H2SO3
сернистая
H2S
сероводородная
H2CO3
угольная
H2SiO3
кремниевая
|
Ме
+ КИСЛОТА =СОЛЬ + H2↑ (р. замещения)
Zn
+ 2 HCl = ZnCl2 + H2
Разложение
кислородсодержащих кислот при нагревании
(
искл. H2SO4 ; H3PO4 )
КИСЛОТА
= КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р. разложения )
Запомните!
Неустойчивые кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду:
H2CO3
↔ H2O + CO2↑
H2SO3
↔ H2O + SO2↑
Реагируют
с солями слабых, летучих кислот - если образуется соль, выпадающая в осадок или
выделяется газ: 3
2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = Na2SO4 + 2HCl¬↑ ( р. обмена)
4. Закрепление
материала.
Задачи.
1.
Напишите реакции нейтрализации между кислотами и основаниями, в результате
которых получаются следующие соли: Al2(SO4)3,
NiCO3, Fe(NO3)3, Mg3(PO4)2,
PbS, Li2SO4.
2.
Сколько P2O5 необходимо для получения 392 кг фосфорной
кислоты H3PO4 ?
3.
Закончите уравнение тех реакций, которые практически возможны.
1. HCI + Ca
=
2. H2SO4 + AI=
3. H3 PO4 +Ag =
4. HCI + Cu =
5. H2SO4
+Fe =
6. H3
PO4 + Na =
Na
+ H2SO4
Al
+ H2S
Ca
+ H3PO4
Na2O
+ H2CO3
ZnO
+ HCl
CaO
+ HNO3
Fe2O3
+ H2SO4
KOH
+ HNO3
NaOH
+ H2SO3
Ca(OH)2
+ H2S
Al(OH)3
+ HF
HCl
+ Na2SiO3
H2SO4
+ K2CO3
HNO3
+ CaCO3
Назовите
продукты реакции
4.
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
|
Бескислородные
|
Кислород
содержащие
|
растворимые
|
нерастворимые
|
одноосновные
|
двухосновные
|
трёхосновные
|
5. Д\з
§ 32, стр. 104, упр 8
4
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.