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