Все виды кислот. Кислоты: классификация и химические свойства

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

2) Основность кислоты

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

4) Растворимость

5) Устойчивость

7) Окисляющие свойства

Химические свойства кислот

1. Способность к диссоциации

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

либо в таком виде: HCl = H + + Cl —

либо в таком: HCl → H + + Cl —

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

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

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

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

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 — H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H 3 PO 4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H 2 PO 4 — , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO 4 2- . Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H + .

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

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Взаимодействие кислот с металлами

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H 2 SO 4(конц.) и HNO 3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

H 2 SO 4(разб.) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 , то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

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

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Взаимодействие кислот с солями

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

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

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

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO 3 и концентрированной H 2 SO 4 без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

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

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

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

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

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

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

6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H 2 S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы.

Что такое кислота? Можно сказать, что это одно из самых распространенных химических веществ. Еще это важнейший продукт хозяйства и сырье для разных отраслей химической промышленности - почти ни один технологический процесс не обходится без участия в нем кислот. А роль кислот в живом организме? Они поставляют необходимые ему ионы водорода и других элементов. Наша поджелудочная железа - микрозавод по производству соляной кислоты, без которой нарушается процесс пищеварения. Кислоты входят в состав огромных молекул ДНК и РНК… Много интересного можно еще рассказать о них. Но все это - еще не ответ на поставленный вопрос, который, как оказалось, затруднителен даже для ученых, постоянно общающихся с кислотами.

В чем же трудность? Почему в наше время, когда удалось расшифровать структуру сложнейших органических молекул, когда ученые уже заглядывают внутрь элементарных частиц, сохранилась такая заповедная область в химии? Возможно, потому, что нет четкой основы для определения основного свойства кислот - их силы.

Это кажется невероятным. Ведь первое, что каждый из нас на собственном опыте узнает о кислоте, как раз и есть представление о ее способности реагировать с другими веществами. За небрежное обращение с сильной азотной кислотой мы расплачиваемся ожогами на коже или, в лучшем случае, дырками в одежде, а раствором слабой борной кислоты промываем детям глаза. Известно, что азотная, серная кислоты бурно взаимодействуют с , борная же почти не вступает в с ними. Да уже давно - с конца позапрошлого века - химики на практике легко и просто узнают, насколько сильна кислота - для этого они смотрят, в какой степени она диссоциирует (диссоциация - это расщепление молекулы на отдельные ионы) в водном растворе.

Даже не говоря уже о житейском «методе» определения силы кислоты, далеко не безупречном с точки зрения техники безопасности, следует признать, что другие, чисто научные методы тоже имеют свои недостатки. Трудно систематизировать кислоты по их отношению к металлам, потому что оно определяется не только свойствами кислоты, но и свойствами самого металла. Точно так же и вода - не инертный растворитель: она совсем не безразлична к растворенной в ней кислоте и в принципе может наладить с ней химические взаимоотношения. Значит, понятие «степень диссоциации» тоже не вполне однозначно. Однако оно все же выручает химиков, работающих с водными растворами.

Но попробуйте войти в положение тех, кто работает с кислотами в неводных растворах. Им-то как быть? Вот если бы удалось связать свойства кислоты со структурой ее молекулы…

Давайте ненадолго отвлечемся от почти детективного сюжета, разворачивающегося перед нами, и оглядимся. Мы заметим, что на сцене природы пьесы «Химия» и «Физика» играют, в сущности, одни и те же исполнители. Только в традиционных химических действиях атомы и молекулы прикрыты такими пышными одеждами из устрашающих названий разных соединений и так скованы химическими канонами, что за всем этим так же трудно разглядеть физическую основу их поведения, как в театре масок рассмотреть настоящее лицо актера. И в нашем случае с кислотами тоже не удавалось связать свойства молекул кислоты с их внутренней электронной структурой. Но если бы это произошло, тогда отпала бы необходимость в «гадании» на воде о силе кислот.

Электронное одеяло

Относительную силу кислоты (здесь и везде речь идет о протонных кислотах, содержащих водород) можно определить по ее способности отдавать протон. То есть по связи атома водорода в молекуле кислоты. Ухватимся за эту путеводную нить и посмотрим, куда она нас приведет.

Как только отдельные атомы соединяются в молекулу, часть их личного имущества - внешние, валентные электроны - обобществляется. Они образуют электронное одеяло,
укутывающее всю молекулу. Если одеяло равномерно прикрывает атомы, они остаются нейтральными. Но так происходит только в том случае, когда атомные партнеры с одинаковой силой притягивают к себе электроны. На самом деле один из них всегда оказывается сильнее и чаще стягивает их на себя, оголяя своего соседа.

Именно так недружелюбно и ведет себя по отношению к водороду в молекуле кислоты. От избытка натянутых на себя электронов он превращается в отрицательно заряженный ион кислорода, а у водорода просвечивает положительный заряд протона. Теперь, кроме обычных взаимоотношений в виде «натянутого» обмена валентными электронами, между атомами водорода и кислорода возникает еще и ионная связь - попросту говоря, притяжение зарядов разного знака.

Активное поведение атома кислорода приводит к важным последствиям: меняется способность кислоты отдавать при диссоциации в водном растворе свой протон. Чем сильнее оттягивает на себя электроны атом кислорода, тем легче протону в растворе уйти из-под его химической опеки! И вот почему. Вблизи молекул воды существуют сильные электрические поля. Они не страшны атомам, хорошо укрытым электронным одеялом Однако в кислотах равноправия нет. Общие электроны большую часть времени проводят около кислорода. А положительно заряженный протон и отрицательно заряженный ион кислорода беззащитны перед действием электрических полей воды. Кулоновские силы расщепляют молекулу. Чем чаще побеждает кислород в борьбе за обладание электронами, тем больше его электрический заряд, или, как говорят химики, тем больше степень ионности связи Н - О. А следовательно, и степень диссоциации кислоты.

Вот ниточка и привела нас к цели. Оказывается, силу кислоты можно связать со структурой ее молекулы, а точнее - с вероятностью нахождения валентных электронов около кислорода. Такие рассуждения - не новость для химиков, но в их руках не было подходящего инструмента для измерения плотности электронного одеяла в разных местах молекулы. Дело не двигалось с места до тех пор, пока на помощь не подоспели физики.

Плодотворный альянс

Группа сотрудников Лаборатории ядерных проблем впервые обнаружила редкую реакцию захвата отрицательных пи-мезонов протонами - ядрами атомов водорода. В результате протон превращается в нейтрон и нейтральный мезон, который очень быстро распадается на два гамма-кванта. Элементарная логика подсказывает: раз можно точно установить факт захвата мезонов именно водородом, то, значит, пара гамма-квантов выдаст присутствие даже одного водородного атома в сложном химическом соединении. Хорошо, - скажете вы, - но какое отношение имеет все это к кислотам и вообще к химии? Самое прямое.

Самое прямое, хотя сначала никто из авторов этого открытия и не думал, что мезоны могут как-то помочь разобраться именно в свойствах кислот. Физики были только удивлены тем, что химически связанные атомы водорода совершенно теряют свойственный свободному водороду «аппетит» к мезонам и захватывают их приблизительно в тысячу раз реже. Однако, заинтересовавшись этим явлением провели целую серию измерений, облучая мезонами разные вещества, содержащие водород. И вот что обнаружилось: «аппетит» протонов зависит от характера взаимоотношений атома водорода с другими атомами молекулы. Сомнений не оставалось: ядерная реакция чутко реагировала на изменение электронной структуры молекул. Разработанная модель больших мезомолекул помогла разобраться в этом интересном физическом явлении.

Вместе с потерей «личного» электрона, протон лишается и собственной посадочной площадки для мезона. Вот если он случайно застрянет в общем электронном одеяле, то есть образуется большая мезомолекула, тогда у протона появляется маленький шанс на захват мезона. Осуществится он или нет - теперь целиком зависит от поведения атома кислорода.

В молекуле кислоты общими валентными электронами в основном владеет кислород, а вероятность захвата мезона водородом тем меньше, чем меньше плотность электронов вблизи него. Значит, стоит лишь подсчитать, сколько гамма-квантов вылетает из мишени, облучаемой мезонами, и мы узнаем, насколько сильно электроны оттянуты от протона, то есть определим степень ионности связи Н - О!

К использованию этого физического явления в химических исследованиях пришли с двух сторон. Физикам интересно было использовать обнаруженное ими явление, химикам хотелось получить в руки новый метод исследования.

Альянс оказался плодотворным, и вот первый успех. По измерению вероятности захвата мезонов протонами в нескольких кислотах нашли распределение плотности общих электронов в молекулах. А затем эти кислоты расположили в ряд по степени ионности связи Н - О. Оказалось, что точно в таком же порядке располагаются кислоты и по степени их диссоциации.

Липкие молекулы

Общую картину благополучия несколько портила только органическая щавелевая кислота: по диссоциации в водном растворе ее относят к кислотам средней силы, а в опытах с мезонами она проявила себя как сильная. В чем же дело? Неужели метод мезонного силомера просто непригоден здесь? Наоборот. Обнаружилась еще одна его возможность. С его помощью, может быть, удастся глубже проникнуть в природу очень интересного химического явления - водородных связей.

Из всего обилия существующих в природе элементов только некоторые, в том числе кислород и азот, особенно неравнодушны к водороду. Даже исчерпав все свои валентные возможности, они все-таки образуют с водородом соседней молекулы дополнительные, очень слабые и во многом еще загадочные водородные связи.

По правилам «чистой» химии воде надлежит кипеть при температуре -80°С. О горячем чае мы могли бы только мечтать, если б не было водородных связей. Но дело в том, что вода в стакане, в ванне, в океане - это не просто скопление отдельных молекул, а бесконечный, сложный, упорядоченный хоровод из склеенных между собой водородными связями частичек воды. Каждый атом водорода «держится» не только за «свой» кислород, но и за кислород соседней молекулы.

Всем известный аммиак кипит при температуре - 30°С, а не будь водородных связей, температура опустилась бы до -150°С! И тогда это важнейшее химическое сырье было бы столь же сложно получать, как и жидкий азот.

Водородные связи на порядок слабее обычных химических, но, тем не менее, влияние их на нашу жизнь огромно. Более того, сама жизнь без них была бы невозможна. Водородные связи определяют и структуру носителя генетической информации - двойной спирали молекулы ДНК, и биологическую активность белков, осуществляющих обмен веществ в организме.

История с щавелевой кислотой как раз и помогла выявить чувствительность мезонного метода к этим слабым сцеплениям, возникающим между атомами. По-видимому, двуликость щавелевой кислоты тоже можно объяснить влиянием водородных связей. Они попарно склеивают молекулы кислоты так, что атомы водорода оказываются зажатыми между двумя кислородными - своим и принадлежащим другой молекуле. Как показывают специальные опыты в твердой щавелевой кислоте, протон действительно связан «по рукам и ногам».

Если протону, объединенному с кислородом общим электронным покрывалом, и так очень редко удается понежиться под ним, то положение протона щавелевой кислоты еще хуже: ведь кислород второй молекулы тоже владеет избытком электронов и заряжен отрицательно. Поэтому он, чуточку притягивая к себе «чужой» протон, в то же время отталкивает его электроны, оголяя его еще больше. А мезонный силомер фиксирует добавочную эту силу воздействия на электроны со стороны соседнего кислорода, и кислота кажется сильнее, чем она есть на самом деле.

Работа с кислотами - это только начало, демонстрация возможностей нового метода. Мезоны приобретают вторую специальность Их способность быстро разбираться в том, в каких условиях находятся атомы водорода в молекулах сложных веществ, открывает перед этими частицами много химических тайн.

Ценность нового метода - в его возможности выделить связь водорода с другими атомами, независимо от сложности химического соединения. С помощью мезонов можно прощупать реальное распределение плотности валентных электронов в различных молекулах, содержащих водород.

Сейчас трудно сказать, какое применение мезонного метода окажется наиболее интересным.

Кислоты - сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков.


Классификация кислот

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 кислород содержащих кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:

Кислота (Н n А)

Кислотный остаток (А)

Соответствующий кислотный оксид

H 2 SO 4 серная

SO 4 (II) сульфат

SO 3 оксид серы (VI )

HNO 3 азотная

NO 3 (I) нитрат

N 2 O 5 оксид азота (V )

HMnO 4 марганцевая

MnO 4 (I) перманганат

Mn 2 O 7 оксид марганца (VII )

H 2 SO 3 сернистая

SO 3 (II) сульфит

SO 2 оксид серы (IV )

H 3 PO 4 ортофосфорная

PO 4 (III) ортофосфат

P 2 O 5 оксид фосфора (V )

HNO 2 азотистая

NO 2 (I) нитрит

N 2 O 3 оксид азота (III )

H 2 CO 3 угольная

CO 3 (II) карбонат

CO 2 оксид углерода (IV )

H 2 SiO 3 кремниевая

SiO 3 (II) силикат

SiO 2 оксид кремния (IV)

НСlO хлорноватистая

СlO (I) гипохлорит

С l 2 O оксид хлора (I)

НСlO 2 хлористая

СlO 2 (I) хлорит

С l 2 O 3 оксид хлора (III)

НСlO 3 хлорноватая

СlO 3 (I) хлорат

С l 2 O 5 оксид хлора (V)

НСlO 4 хлорная

СlO 4 (I) перхлорат

С l 2 O 7 оксид хлора (VII)

б) Таблица бескислородных кислот

Кислота (Н n А)

Кислотный остаток (А)

HCl соляная, хлороводородная

Cl (I ) хлорид

H 2 S сероводородная

S (II ) сульфид

HBr бромоводородная

Br (I ) бромид

HI йодоводородная

I (I ) йодид

HF фтороводородная,плавиковая

F (I ) фторид

Физические свойства кислот

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO 3 , борная H 3 BO 3 . Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H 2 SiO 3 . 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

бескислородные

кислородсодержащие

HCl, HBr, HI, HF, H 2 S

HNO 3 , H 2 SO 4 и другие

ПОЛУЧЕНИЕ

1. Прямое взаимодействие неметаллов

H 2 + Cl 2 = 2 HCl

1. Кислотный оксид + вода = кислота

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой

2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ­

Химические свойства кислот

1. Изменяют окраску индикаторов

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 H 2

(искл. HNO 3 –азотная кислота)

Видео "Взаимодействие кислот с металлами"

Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H 2 (р. замещения)


Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов

Видео "Взаимодействие оксидов металлов с кислотами"

Ме х О у + КИСЛОТА= СОЛЬ + Н 2 О (р. обмена)

4. Реагируют с основаниями реакция нейтрализации

КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H 2 O (р. обмена)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

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

2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ­ ( р . обмена )

Видео "Взаимодействие кислот с солями"

6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании

(искл. H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 )

КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р. разложения)

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

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:

СаS + 2HCl = H 2 S + Ca Cl 2

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

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

LiOH , Mn 2 O 7 , CaO , Na 3 PO 4 , H 2 S , MnO , Fe (OH ) 3 , Cr 2 O 3 ,HI , HClO 4 , HBr , CaCl 2 , Na 2 O , HCl , H 2 SO 4 , HNO 3 , HMnO 4 , Ca (OH ) 2 , SiO 2 , Кислоты

Бес-кисло-

родные

Кислород- содержащие

растворимые

нераст-воримые

одно-

основные

двух-основные

трёх-основные

№2. Составьте уравнения реакций:

Ca + HCl

Na + H 2 SO 4

Al + H 2 S

Ca + H 3 PO 4
Назовите продукты реакции.

№3. Составьте уравнения реакций, назовите продукты:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO 3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

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

KOH + HNO 3

NaOH + H 2 SO 3

Ca(OH) 2 + H 2 S

Al(OH) 3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H 2 SO 4 + K 2 CO 3

HNO 3 + CaCO 3

Назовите продукты реакции.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1. "Формулы и названия кислот"

Тренажёр №2. " Установление соответствия: формула кислоты - формула оксида"

Техника безопасности - Оказание первой помощи при попадании кислот на кожу

Техника безопасности -

) и кислотного остатка.

Есть несколько определений кислот и основания, в зависимости от теорий:

Классификация кислот.

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

2 CO3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O.

4. В случае многоосновности кислот они диссоциируют ступенчато, поэтому часто наблюдается образование кислых солей вместо средних:

KOH + H 2 S = KHS + H 2 O.

5. Реакция с индикатором: Лакмус в кислой среде становится красного цвета, метилоранж - красный, конго красный - синий.

6. Специфические свойства кислот:

Образование нерастворимых солей:

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ (белый осадок) + HNO 3.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 +8H 2 O.

3AgNO 3 + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ (желтый осадок)+ 3HNO 3.

H 2 S + Br 2 = S + 2HBr.

Если в реакцию вступает кислородосодержащая кислота, то окисляться она может только если находится в промежуточной степени окисления:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl.

В остальных случаях они - окислители. Особенно это свойства проявляется во взаимодействии с простыми веществами:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.



Поделиться