Автор: Новрузова Аида Ризвановна
Должность: преподаватель химии
Учебное заведение: ГБПОУ РД ДМК им. Г.А. Илизарова
Населённый пункт: Республика Дагестан город Дербент
Наименование материала: Методическая разработка
Тема: Тема Кислоты, их свойства и способы получения
Раздел: среднее образование
Тема Кислоты, их свойства и способы получения
Конспект урока по химии 8 класс
Кислоты: классификация, номенклатура, способы получения
Тип занятия: комбинированный, с использованием презентации «Кислоты».
Образовательные задачи: познакомить уч-ся с составом, определением кислот,
их классификацией, способами получения, химическими свойствами; с правилами
техники безопасности при работе с кислотами. Научить составлять и называть
химические формулы кислот; пользоваться рядом активности металлов.
Проверить знания уч-ся по теме «Основания»: классификация, получение,
химические свойства.
Развивающие задачи: продолжить: формирование умения наблюдать, объяснять,
делать выводы; совершенствовать умения объяснять (химические свойства
кислот).
Воспитательные задачи: продолжить формирование интереса к предмету;
развитие элементов эстетического воспитания (аккуратное оформление
конспекта), патриотического (Бекетов Н.Н).
Методы обучения:
Словесные: объяснение (кислоты, их классификация, получение и химические
свойства), элементы беседы.
Словесно – наглядные: объяснение с использованием презентации, записей на
доске.
Метапредметные связи (Биология – содержание кислот в растительных и
животных организмах, действие кислот на организм, экология-кислотные
дожди, информатика).
1
Тема Кислоты, их свойства и способы получения
План
1. Классификация кислот.
2. Способы получения кислот.
3. Химические свойства кислот.
4. Окислительно-восстановительные свойства кислот.
Понятия кислот и оснований
Единой теории кислотно-основного взаимодействия, и, следовательно, понятий
кислот и оснований пока нет. В настоящее время наиболее широко используются
две теории кислот и оснований: электронная и протонная. В 1923 г. были
предложены
две,
доминирующие
по
сей
день,
теории
кислот
и
оснований: протонная теория И. Брёнстеда и Т. Лоури и электронная теория Г.
Льюиса.
Согласно электронной теории кислот и оснований Льюиса, отличительным
признаком кислот и оснований является то, что они взаимодействуют друг с
другом с образованием донорно-акцепторной (координационной) связи:
А+В [А:В],
где А - кислота, В - основание, [А: В] - кислотно-основный комплекс (продукт
нейтрализации).
В результате приобретенной пары электронов атомом, ответственным за
кислотные свойства рассматриваемого соединения, часто возникает завершенная
электронная конфигурация.
Кислоты ― это сложные вещества, образованные атомами водорода, способными
замещаться на атомы металла и кислотными остатками.
Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых образуются только
катионы водорода и анионы кислотных остатков.
Кислоты – сложные вещества, которые при взаимодействии с водой образуют в
качестве катионов только ионы Н
+
(или Н
3
О
+
).
По
растворимости
в
воде
кислоты
можно
поделить
на растворимые и нерастворимые.
Некоторые
кислоты
самопроизвольно
разлагаются и в водном растворе практически не существуют (неустойчивые).
Номенклатура кислот
2
Названия бескислородных кислот образуются от названия элемента с суффиксом -
о и прибавлением слов «водородная кислота»: HF – фтороводородная; HCl –
хлороводородная, – сероводородная.
Названия кислородосодержащих кислот строятся следующим образом: название
элемента+суффикс(ная, овая, истая и пр.) 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, H
2
SO
4
– серная кислота, HClO
4
–
хлорная
кислота, H
3
AsO
4
–
мышьяковая
кислота.
С
понижением
степени
окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей
последовательности: «оватая» (HClO
3
– хлорноватая кислота), «истая» (HClO
2
–
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» (HNO
3
– азотная кислота, HNO
2
– азотистая кислота).
Суффикс -ная, -вая характерен для кислот, содержащих элемент в высшей
степени окисления. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в
следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая.
Классификация
По содержанию атомов кислорода
бескислородные (HCl, H
2
S, HCN);
кислородсодержащие (HNO
3
, H
2
SO
4
, H
6
C
6
O
2
).
По количеству кислых атомов водорода:
одноосновные (HNO
3
);
двухосновные (H
2
SeO
4
);
трёхосновные (H
3
PO
4
, H
3
BO
3
, H
3
PO
3
S);
многоосновные (H
8
C
6
O
7
).
По силе
o
Сильные — диссоциируют практически полностью, константы
диссоциации больше 1
⋅
10
−3
(HNO
3
);
o
Слабые — константа диссоциации меньше 1
⋅
10
−3
(уксусная
кислота K
д
= 1,7
⋅
10
−5
).
3
По устойчивости
o
Устойчивые (H
2
SO
4
);
o
Неустойчивые (H
2
CO
3
).
По принадлежности к классам химических соединений
o
Неорганические (HBr);
o
Органические (HCOOH, CH
3
COOH, C
3
H
2
O
2
);
По летучести
o
Летучие (HNO
3
, H
2
S);
o
Нелетучие (H
2
SO
4
) ;
По растворимости в воде
o
Растворимые (H
2
SO
4
);
o
Нерастворимые (H
2
SiO
3
);
По содержанию атомов металлов
o
Металлосодержащие (HMnO
4
, H
2
TiO
3
);
o
Не металлосодержащие (HNO
3
, HCN).
Таблица – Важнейшие кислоты и их соли
Кислота
Названия
соответствующих
нормальных солей
Название
Формула
Азотная
HNO
3
Нитраты
Азотистая
HNO
2
Нитриты
Борная (ортоборная)
H
3
BO
3
Бораты (ортобораты)
Бромоводородная
HBr
Бромиды
Иодоводородная
HI
Иодиды
Кремниевая
H
2
SiO
3
Силикаты
Марганцовая
HMnO
4
Перманганаты
Метафосфорная
HPO
3
Метафосфаты
Мышьяковая
H
3
AsO
4
Арсенаты
Мышьяковистая
H
3
AsO
3
Арсениты
Ортофосфорная
H
3
PO
4
Ортофосфаты (фосфаты)
Дифосфорная
(пирофосфорная)
H
4
P
2
O
7
Дифосфаты (пирофосфаты)
Дихромовая
H
2
Cr
2
O
7
Дихроматы
Серная
H
2
SO
4
Сульфаты
Сернистая
H
2
SO
3
Сульфиты
4
Угольная
H
2
CO
3
Карбонаты
Фосфористая
H
3
PO
3
Фосфиты
Фтороводородная
(плавиковая)
HF
Фториды
Хлороводородная (соляная)
HCl
Хлориды
Хлорная
HClO
4
Перхлораты
Хлорноватая
HClO
3
Хлораты
Хлорноватистая
HClO
Гипохлориты
Хромовая
H
2
CrO
4
Хроматы
Циановодородная
(синильная)
HCN
Цианиды
Получение кислот
1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном
соединении неметаллов с водородом:
H
2
+ Cl
2
→ 2HCl,
H
2
+ S
H
2
S.
2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при
непосредственном соединении кислотных оксидов с водой:
SO
3
+ H
2
O = H
2
SO
4
,
CO
2
+ H
2
O = H
2
CO
3
,
P
2
O
5
+ H
2
O = 2HPO
3
.
3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно
получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:
BaBr
2
+ H
2
SO
4
= BaSO
4
+ 2HBr,
CuSO
4
+ H
2
S = H
2
SO
4
+ CuS,
CaCO
3
+ 2HBr = CaBr
2
+ CO
2
↑ + H
2
O.
4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы
окислительно-восстановительные реакции:
H
2
O
2
+ SO
2
= H
2
SO
4
,
3P + 5HNO
3
+ 2H
2
O = 3H
3
PO
4
+ 5NO↑.
5
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:
H
2
SO
4
+ 2NaOH = Na
2
SO
4
+ 2H
2
O,
2HNO
3
+ FeO = Fe(NO
3
)
2
+ H
2
O,
2HCl + ZnO = ZnCl
2
+ H
2
O.
2. Способность взаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в
ряду напряжения до водорода, с выделением водорода:
Zn + 2HCl = ZnCl
2
+ H
2
↑,
2Al + 6HCl = 2AlCl
3
+ 3H
2
↑.
3. С солями, если образуется малорастворимая соль или летучее вещество:
H
2
SO
4
+ BaCl
2
= BaSO
4
↓ + 2HCl,
2HCl + Na
2
CO
3
= 2NaCl + H
2
O + CO
2
↑,
2KHCO
3
+ H
2
SO
4
= K
2
SO
4
+2SO
2
↑ + 2H
2
O.
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):
Na
2
S + H
3
PO
4
= Na
2
HPO
4
+ H
2
S↑,
NaOH + H
3
PO
4
= NaH
2
PO
4
+ H
2
O.
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 P
2
O
5
):
H
2
SO
4
= H
2
O + SO
3
,
H
2
SiO
3
= H
2
O + SiO
2
.
6
Применение кислот в медицине
Борная кислота обладает антисептическими свойствами, её используют при
приготовлении борной мази.
Ортофосфорная кислота широко применяется в стоматологии при
пломбировании зубов. Ею протравливают зубную эмаль перед процедурой. Также
в незначительных количествах ортофосфорная кислота применяется в составах
отбеливателей для зубов.
Разбавленную соляную (хлороводородную) кислоту применяют для лечения
некоторых заболеваний желудочно-кишечного тракта.
Применение кислот в быту
Лимонная кислота используется в кулинарии, а также для выведения
всевозможных пятен: от вина, различных ягод, красок, ржавчины, чернил.
Щавелевая кислота применяется для удаления пятен от чернил, ржавчины.
Однако следует иметь в виду, что кристаллическая кислота может вызвать ожоги
слизистых оболочек ротовой полости, пищевода, желудка и является ядовитым
веществом.
Борная кислота — в качестве микроудобрения и средства для борьбы с
тараканами и домовыми муравьями.
Уксусная кислота применяется либо в виде столового уксуса, с массовой
долей кислоты до 9 %, или в виде семидесяти-восьмидесятипроцентной
эссенции. Уксус применяется в качестве консерванта, а также приправы к
блюдам, удаления фруктовых пятен с тканей.
Соляная кислота применяется для очистки от известкового налёта раковин,
ванн, умывальников, труб и радиаторов систем централизованного отопления.
7
8