Урок 36. Получение и применение кислот

Кислоты. Химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

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.

Получение кислот

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:

При этом оксид кремния (IV) с водой не реагирует:

2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.

Неметалл + водород = бескислородная кислота

Например , хлор реагирует с водородом:

H2 0 + Cl2 0 → 2 H + 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):

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.

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:

Химические свойства кислот

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:

HSO3 – ↔ H + + SO3 2–

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:

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.

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.

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 1:2 образуются гидрофосфаты:

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

4. Растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода

Читайте также:
Урок 10. Признаки химических реакций

Растворимая кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода

Например , уксусная кислота взаимодействует с гидроксидом алюминия:

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):

4H I — + 2 Cu +2 Cl2 → 4HCl + 2 Cu + I + I2 0

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):

7. 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:

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:

Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.

Например , гидроксохлорид алюминия взаимодействует с соляной кислотой:

Al (OH) Cl2 + HCl → AlCl3 + H2O

8. 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 + 2 H + Cl → Fe +2 Cl2 + H2 0

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.

9. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.

Угольная H2CO3, сернистая H2SO3 и азотистая HNO2 кислоты разлагаются самопроизвольно, без нагревания:

Кремниевая H2SiO3, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:

Азотная кислота HNO3 разлагается при нагревании или на свету:

Урок 36. Получение и применение кислот

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н + (точнее – катионы гидроксония H3O + ):

НCl = Н + + Cl – (НCl + H2O = H3O + + Cl – )
HNO3 = Н + + NO3 – (HNO3 + H2O = H3O + + NO3 – )

Читайте также:
Урок 6. Валентность

Кислоты – вещества молекулярного строения. Атомы в молекулах кислот связаны ковалентными полярными химическими связями. Чем более поляризована связь между атомом водорода, способным отщепляться в виде катиона водорода, и атомом какого–либо другого элемента, тем легче происходит её распад с образованием ионов, тем сильнее кислота.

Классифицировать кислоты можно по разным признакам.

  • По содержанию кислорода кислоты могут быть бескислородными (например, НCl, НВг, HI, H2S, HCN) и кислородсодержащими (например, H2SO4, HNO3, H3PO4).
  • По числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металлов (по основности), кислоты могут быть одноосновными (НCl, НВг, HI, HNO3), двухосновными (H2SO4, H2SO3, H2СО3, H2S), трёхосновными (H3PO4, H3AsO4) и т. д. Существуют и кислоты большей основности, например пирофосфорная Н4Р2O7четырёхосновная.
  • По степени диссоциации кислоты могут быть сильными (НCl, НВг, HI, HNO3, H2SO4) и слабыми (H2S, H2SiO3, H2CO3, СH3СООН).
  • По растворимости кислоты могут быть растворимыми в воде (H2SO4, HNO3, НCl, СH3СООН) и нерастворимыми в воде (H2SiO3, C17H35СООН).
  • По стабильности кислоты могут быть стабильными (H2SO4, НCl, H3РO4) и нестабильными (H2CO3, H2SO3, HNO2). Нестабильные кислоты, как правило, невозможно выделить в свободном состоянии, они существуют только в растворах.
  • По летучести кислоты могут быть летучими (НCl, HNO3, СH3СООН) и нелетучими (H2SO4, H3PO4, H2SiO3).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

  1. Кислоты реагируют с металлами. Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода H2, вытесняют водород из растворов кислот. Происходит реакция замещения, образуется соль и водород:

Металлы, расположенные в ряду напряжений после водорода, с кислотами не реагируют.

Важное примечание: с серной концентрированной кислотой и с азотной кислотой любой концентрации реакции идут за счёт аниона кислотного остатка, водород в этих случаях не выделяется:

Cu+ 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
Cu+ 2H2SO4 (конц
.) = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

  1. Киcлоты реагируют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

  1. Кислoты реагируют с основаниями и с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды:

(Взаимодействие сильных кислот с сильными основаниями – реакция нейтрализации.)

Al(ОН)3 + 3НCl = AlCl3 + 3H2O
Al(ОН)3 + 3Н + = Al 3+ + 3
H2O

(Реакция амфотерного гидроксида с сильной кислотой.)

  1. Сильные кислоты реагируют с солями слабых кислот. Слабые кислоты при этом могут быть вытеснены из солей. Например, сильная соляная кислота НCl вытесняет слабую сероводородную кислоту H2S:

FeS + 2НCl = FeCl2 + H2S↑
FeS + 2Н + = H2S↑ + Fe 2+

Нелетучие кислоты могут вытеснить летучую из её соли. Например, нелетучая серная кислота H2SO4 вытесняет более летучую азотную HNO3. Обе кислоты – сильные. В растворе такая реакция не происходит. Она осуществима, если соль находится в кристаллическом виде (не в растворе), а серная кислота концентрированная:

Аналогично можно получить газообразный хлороводород, раствор которого – соляная кислота.

  1. Кислoты можно обнаружить индикаторами. Индикаторы реагируют на наличие в растворе ионов Н + (H3O + ). Лакмус в кислой среде приобретает красный цвет, метиловый оранжевый – красный, фенолфталеин – бесцветный. Для обнаружения кислот удобно использовать лакмус.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОТ

Бескислородные кислоты, состоящие из двух элементов, могут быть получены синтезом простых веществ:

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены в результате взаимодействия с водой соответствующих кислотных оксидов:

Р2O5 + 3H2O = 2H3РO4
SO3 + H2O = H2SO4

Слабые или летучие киcлoты могут быть вытеснены из солей более сильными или менее летучими кислотами. Например, сильная соляная кислота НCl вытесняет слабую уксусную кислоту СH3СООН:

Читайте также:
Урок 31. Оксиды

CH3COONa + НCl = СH3СООН + NaCl
С
H3СОО – + Н + = СH3СООН

Летучие киcлoты могут быть вытеснены из солей менее летучими кислотами. Например, нелетучая серная кислота H2SO4 может вытеснить более летучую соляную НCl. Но в растворе такая реакция не пойдёт (обе киcлoты сильные). Она осуществима, если соль в кристаллическом состоянии (не в растворе) обработать серной концентрированной кислотой:

В результате этой реакции образуется газообразный хлороводород, при растворении которого в воде образуется соляная кислота.

Для получения слабых нелетучих кислот (например, ортофосфорной киcлоты или сернистой кислoты) лучше воспользоваться концентрированной серной кислотой, причём образующаяся сернистая кислота H2SO3 разлагается на сернистый газ SO2 и воду:

Са3O4)2 (тв.) + 3H2SO4 (конц.) = 3CaSO4 + 2H3РO4
Na2SO3 (тв
.) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + SO2↑ + H2O

Дополнительные материалы (схемы, таблицы)

Конспект урока по химии в 8 классе «Кислоты: классификация, свойства, получение». Выберите дальнейшее действие:

  • Вернуться к Списку конспектов по химии
  • Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
  • Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии
  • Смотреть конспект по химии в 11 классе «Неорганические и органические кислоты«

Методическая разработка урока химии по теме “Кислоты. Способы получения и свойства”. 8-й класс

Разделы: Химия

Класс: 8

  1. Закрепить у учащихся знания о классификации, составе, номенклатуре, диссоциации и классификации кислот, изучить способы получения, физические и химические свойства кислот; расширить знания об индикаторах.
  2. продолжить развитие у учащихся внимания, мышления и памяти, умение анализировать, выделять главное, сравнивать, обобщать, делать выводы; совершенствовать: учебные умения по составлению химических уравнений, практические навыки по проведению лабораторных опытов.
  3. Продолжить воспитывать познавательный интерес к предмету. Воспитывать бережливое отношение к реактивам и оборудованию, дисциплинированность, аккуратность и умение работать в группе.

Оборудование и реактивы: спиртовка, пробирки, ручной держатель, демонстрационный штатив для пробирок, индикаторы, цинк, медь, магний, гидрокарбонат натрия, гидроксид натрия, серная и соляная кислоты, карточки “Формулы кислот”.

  1. Организационный момент.
  2. Актуализация знания.
  3. Изучение нового материала.
  4. Закрепление изученного материала
  5. Подведение итогов. Выставление отметок.
  6. Домашнее задание.

1. Организационный момент.

2. Актуализация знания.

Кислоты – это сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.

3. Повторяем классификацию кислот:

1. Среди перечисленных кислот выберите бескислородные H2SO4, HBr, HCl, H3PO4, H2S, HI, HNO3.

2.Среди перечисленных кислот выберите двухосновные H3PO4, H2CO3, HCl, HI, H2SiO3, HF.

3. Среди перечисленных кислот выберите соединения, относящиеся к слабым электролитам H2SO3, H2S, HNO3, HCl, H2CO3, H2SiO3, H2SO4

4. Какие из перечисленных кислот растворимы, нерастворимы в воде HNO3, H3PO4, H2SO4, H2SiO3?

5. Какие кислоты из перечисленных HCl, H2SiO3, H2CO3, H2SO3, HNO2 является нестабильными?

3. Изучение нового материала.

Физические свойства кислот. При обычных условиях кислоты могут быть твердыми и жидкими. Кислоты – едкие жидкости (кроме кремневой), с кислым вкусом, без запаха, разъедают многие вещества. Польза кислот.(Консерванты, пищевые добавки. HCl – удаляет накипь с котлов и теплообменного оборудования ТЭЦ, дубильное вещество в кожевенной промышленности; H2SO4 – производство пергаментной бумаги, волокон, красителей, взрывчатых веществ, очистка нефти, рафинирование растительного масла, при травлении железа, стали; HNO3 – производство удобрений, взрывчатых веществ, при отработке ядерного топлива, флотации руд; H3PO4 – производство удобрений, при пайке металлов в качестве флюса, ингибитор коррозии, в составе фреонов в промышленных морозильных установках ) Вред кислот. (Коррозия металлов, кислотные дожди)

  • Техника безопасности при работе с кислотами.

Кислоты – едкие вещества, разъедают ткань и кожу.

Первая помощь. Стряхнуть капли кислоты с руки, промыть холодной водой, обработать 2-% растворов гидрокарбоната натрия, промыть водой.

Способы получения кислот.

Бескислородные кислоты получают 1) неметалл + водород Н2 + Cl2 = 2HCl

2) действием на соль более сильной и менее летучей кислотой NaCl (тв) + H2SO4 = NaHSO4 + HCl

Кислородосодержащие кислоты получают 1) кислотный оксид + вода SO3 + H2O = H2SO4

2) действием на соль более сильной кислотой Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3 + Na2SO4[1]

Второй способ – ОБЩИЙ способ получения кислот.

Физкультминутка. Ребята встаньте. Потянитесь. Упражнение: если учитель называет металл, хлопаем в ладоши один раз, если называет неметалл – подпрыгиваем на одной ноге. Молодцы. Активизируемся для следующей работы – соединяем попарно пальцы рук, при этом сильно нажимаем подушечками пальцев друг на друга.

Химические свойства кислот.

А) Индикатор лакмус красный
Кислоту укажет ясно.
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.

Опыт 1. Исследуйте цвет лакмуса в соляной кислоте.

Б) Металл + кислота = соль + водород

Опыт 2. Медь и цинк положить в пробирки, долить серной кислоты, записать наблюдения и уравнения реакций в тетрадь.

В) Основный оксид + кислота = соль + вода.

Опыт 3. К оксиду кальция добавить соляную кислоту, записать наблюдения и уравнения реакций.

Г) Основание + кислота = соль + вода. Реакция НЕЙТРАЛИЗАЦИИ.

Опыт 4. В пробирку налить гидроксид натрия, добавить 1 каплю фенолфталеина, добавлять серную кислоту до изменения окраски индикатора на бесцветную. Записать наблюдения и уравнения реакций в тетрадь.

Д) Соль + кислота = новая кислота + новая соль.

Опыт 5. К гидрокарбонату натрия добавить соляную кислоту, записать наблюдения и уравнения в тетрадь.

4. Закрепление изученного материала.

1. Выберите пары веществ между которыми протекает реакция:

  • Магний и соляная кислота.
  • Медь и соляная кислота оксид меди (II) и азотная кислота.
  • Оксид фосфора (V) и соляная кислота.
  • Карбонат натрия и серная кислота азотная кислота и гидроксид натрия.
  • Азотная кислота и серная кислота.
  • Нитрат серебра и соляная кислота.

2. Составьте уравнения реакций, иллюстрирующие химические свойства кислот:

Fe + __ HCl = ______ + ______

MgO + H2SO4 = ______ + ______

BaCl2 + H2SO4 = _____ + __ ______

__ KOH + H2SO4 = ______ + __ _______

Fe(OH)3 + __ HCl = ______ + __ _______

3. Составьте краткие ионно-молекулярные уравнения данных реакций:

OH – + H + = ______

Ba 2+ + SO4 2– = _______

MgO + 2H + = ______ + _______

Fe(OH)3 + 3H + =_______ +__ _______

5. Подведение итогов урока.

Что нового узнали на уроке, что получилось, что не получилось Выставление оценок.

6. Домашнее задание.

§47 упр.1, 2, дополнительно упр. 3 стр. 176, составить кроссворд по теме “Кислоты”.

Используемая литература

  1. Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия: учебник для 8 класса общеобразовательных учреждений/ И.И. Новошинский, Н.С. Новошинская. – 5-е изд. – М.: ООО “ТИД “Русское слово – РС”, 2010. – 256 с.: ил. ISBN 978-5-9932-0438-3.

Предельные одноосновные карбоновые кислоты. Понятие о сложных эфирах

Урок 36. Химия 9 класс ФГОС

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока “Предельные одноосновные карбоновые кислоты. Понятие о сложных эфирах”

Предельные одноосновные карбоновые кислоты.

Понятие о сложных эфирах

Карбоновые кислоты – это соединения, которые содержат карбоксильную группу – СООН. Эта группа является функциональной группой для карбоновых кислот. Общая формула предельных одноосновных карбоновых кислот R COOH, где R — углеводородный радикал, а также можно использовать и другую общую формулу – CnH2n+1COOH, где n – число атомов углерода. Одноосновными они называются потому, что содержат одну карбоксильную группу – СООН, предельными, потому что связи между атомами углерода одинарные, то есть насыщены.

Предельные одноосновные карбоновые кислоты можно получить путём следующих превращений: предельный углеводород → непредельный углеводород → спирт → альдегид → кислота.

Первым представителем этого класса соединений является метановая кислота, или муравьиная – НСООН, вторым представителем – этановая кислота, или уксусная кислота – СН3СООН, третьим – пропановая, или пропионовая кислота – CH3CH2COOH, четвёртым представителем является бутановая, или масляная кислота – CH3CH2CH2COOH.

Карбоновые кислоты и их производные встречаются во многих природных объектах. Так, муравьиная кислота, или метановая – в выделениях муравьёв, изовалериановая – в корнях валерианы, бензойная – в бруснике, клюкве и чернике, щавелевая – в листьях щавеля, ревеня, малоновая – в соке сахарной свёклы, яблочная – в ягодах и фруктах, лимонная – в лимонном соке.

Чистая уксусная кислота представляет собой бесцветную жидкость с резким запахом. Смешивается с водой в любых соотношениях. Водный раствор с массовой долей уксусной кислоты 3-9% под названием уксус применяется как приправа к пище, а 70-80% кислота называется уксусной эссенцией. Безводная уксусная кислота при комнатной температуре представляет собой жидкость, при 17 0 С она замерзает и превращается в льдистое вещество, которое называют ледяной уксусной кислотой.

По химическим свойствам уксусная кислота – типичная кислота. Поэтому она проявляет все свойства, характерные для неорганических кислот.

Уксусная кислота изменяет окраску индикаторов. Например, если мы нальём в пробирку уксусной кислоты и добавим несколько капель лакмуса, то раствор кислоты станет красного цвета. Таким образом, уксусная кислота в растворе диссоциирует с образованием иона водорода и аниона кислотного остатка – ацетат-иона.

Если к полученному раствору добавить раствор щёлочи – гидроксида натрия, то окраска станет фиолетового цвета. Таким образом, уксусная кислота вступает в реакции обмена со щелочами. В результате этой реакции образуется соль – ацетат натрия и вода.

Уксусная кислота реагирует с активными металлами. Для того, чтобы в этом убедиться, в пробирку с уксусной кислотой добавим гранулу цинка. У нас появляются пузырьки газа. В результате этой реакции образуется соль – ацетат цинка и выделяется газ – водород.

Кроме этого, уксусная кислота реагирует и с основными оксидами. Если мы в пробирку с раствором уксусной кислоты добавим оксид магния и содержимое слегка нагреем, то у нас постепенно оксид магния растворяется и образуется соль – ацетат магния.

Как и другие кислоты, уксусная кислота реагирует с солями слабых кислот – карбонатами. Например, если в пробирку с уксусной кислотой добавить соды, то происходит вскипание раствора, вследствие образования углекислого газа. Таким образом, уксусная кислота вытеснила угольную из соли. В результате реакции образовалась новая соль – ацетат натрия, углекислый газ и вода.

Уксусная кислота имеет и особое свойство: она реагирует со спиртами. Например, если в пробирку налить этилового спирта и столько же уксусной кислоты, добавить к этой смеси немного концентрированной серной кислоты и нагреть смесь, а затем вылить образовавшееся соединение в пробирку с водой, то полученное соединение собирается на поверхности воды. Таким образом, это соединение плохо растворяется в воде, но обладает приятным запахом.

В результате реакции между уксусной кислотой и этиловым спиртом образовалось соединение, которое относится к классу сложных эфиров. Это этиловый эфир уксусной кислоты, или этилацетат. Причём в этой реакции, ОН группа отщепляется от кислоты, а водород от спирта. И образуется таким образом – вода. Эта реакция является обратимой.

Сложные эфиры способны к гидролизу в присутствии кислоты или щёлочи. Если нагреть смесь сложного эфира с разбавленной сильной кислотой, то происходит кислотный гидролиз. Например, при кислотном гидролизе этилового эфира уксусной кислоты образуется уксусная кислота и этиловый спирт.

CH3COOC2H5 + H2O СН3COOH + C2H5ОН

При щелочном гидролизе сложных эфиров образуется спирт и соль карбоновой кислоты. Этот гидролиз необратим. Например, при щелочном гидролизе этилацетата образуется ацетат натрия – соль уксусной кислоты и этиловый спирт.

CH3COOC2H5 + NaOH → СН3COONa + C2H5ОН

Сложные эфиры, в основном, представляют собой жидкости, обладающие приятным фруктовым вкусом. Многие сложные эфиры имеют запахи ананаса, груш, яблок, абрикос, жасмина, хризантем. Сложные эфиры находятся в ягодах, фруктах, цветах и придают им аромат.

Воски – это тоже сложные эфиры: пчелиный воск, ланолин из овечьей шерсти. Они плохо растворяются в воде, но хорошо растворимы в спиртах.

Благодаря приятному аромату некоторые сложные эфиры составляют основу эссенций для приготовления фруктовых вод, кондитерских изделий и духов. Сложные эфиры используют в лакокрасочной промышленности, в производстве искусственных волокон и некоторых полимерных материалов, они применяются как растворители органических веществ, при проведении химических реакций.

Реакцию между органической кислотой и спиртом называют реакцией этерификации, в результате этих реакций образуются сложные эфиры.

Уксусную кислоту применяют при синтезах полимеров, красителей (индиго), лекарств (аспирина), при консервировании, для получения искусственного волокна – ацетатного шёлка, киноплёнки, душистых веществ в парфюмерии и косметике, гербицидов, её применяют для получения фруктовых эссенций.

Таким образом, насыщенные одноосновные карбоновые кислоты – это производные углеводородов, в молекулах которых один атом водорода замещён на карбоксильную группу – СООН. Общая формула этих кислот CnH2n+1COOH. Уксусная кислота – представитель насыщенных одноосновных карбоновых кислот. Она проявляет свойства, характерные для большинства кислот: реагирует с активными металлами, основными оксидами, основаниями и солями слабых кислот. Для карбоновых кислот характерны реакции этерификации. Реакции этерификации – это реакции между карбоновой кислотой и спиртом, в результате которых образуются сложные эфиры. Сложные эфиры широко распространены в природе. Сложные эфиры гидролизуются растворами минеральных кислот и щелочей. Карбоновые кислоты и сложные эфиры имеют большое значение в различных областях промышленности.

Кислоты — классификация, свойства, получение и применение.

Кислоты (неорганические, минеральные) — это сложные соединения состоящие из катиона водорода (H + ) и аниона кислотного остатка(SO3 2- , SO4 2- , 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 кислоты Формула Название соли
Серная H2SO4 Сульфат
Сернистая H2SO3 Сульфит
Сероводородная H2S Сульфид
Соляная (хлористоводородная) HCl Хлорид
Фтороводородная (плавиковая) HF Фторид
Бромоводородная HBr Бромид
Йодоводородная HI Йодид
Азотная HNO3 Нитрат
Азотистая HNO2 Нитрит
Ортофософорная H3PO4 Фосфат
Угольная H2CO3 Карбонат
Кремниевая H2SiO3 Силикат
Уксусная CH3COOH Ацетат

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)

Свойства кислот

Изменение цвета индикаторов в кислой среде

Индикатор Нейтральная среда Кислая среда
Метилоранж оранжевый красный
Лакмус фиолетовый красный
Фенолфталеин бесцветный бесцветный
Бромтимоловый синий зеленый желтый
бромкрезоловый зеленый синий желтый

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).

Открытый урок на тему: “Кислоты, их классификация и свойства”
методическая разработка по химии (8 класс) на тему

Закрепить знания учашихся о кислотах и их классификации и свойствах.

Скачать:

Вложение Размер
Открытый урок. 61.5 КБ

Предварительный просмотр:

Учитель химии Шапирова Сания Мансуровна

МОУ СОШ с. Калда МО «Барышский район» , Ульяновской области

Урок химии в 8 классе.

Тема урока: «Кислоты, их классификация и свойства»

  1. Формировать понятия о кислотах, как классе электролитов.
  2. Рассмотреть классификацию и свойства кислот.

Учебная: Закрепить знания учащихся о кислотах как о классе неорганических веществ и электролитах, рассмотреть классификацию и свойства кислот в свете ТЭД, закрепить умение составлять ионные уравнения реакций.

Развивающая: развитие умений и навыков в постановке химического эксперимента, развитие наблюдательности, памяти, мышления.

Воспитательная: воспитание ответственного отношения к учебе, чувства коллективизма.

Оборудование и реактивы:

Компьютер учителя, проектор, экран; таблица растворимости кислот, оснований, солей в воде; таблица электрохимического ряда напряжений металлов; пробирки периодическая таблица;, растворы серной и соляной кислот, раствор гидроксида натрия, цинк, растворы нитрата серебра, карбоната натрия, индикаторы.

Приёмы и методы

Организация начала урока

Стимулирование познавательной активности

1. Приветствие, проверка присутствующих, проверка внешнего состояния классного помещения, проверка подготовленности учащихся к уроку

Мотивация учебной деятельности

Ситуация новизны, актуальности

2 . Сообщение темы, задач урока. (1 Слайд)

3. Мотивация изучения данного материала: Сообщение интересных примеров свойств природних кислот, связь с уроками биологии, с жизнью, использование материала урока в последующих темах . В природе встречается огромное количество кислот. ( Показ слайдов )

2 слайд : Аскорбиновая кислота участвует в окислительно-восстановительных реакциях, повышает сопротивляемость организма экстремальным воздействиям.

3 слайд : Яблочная кислота используется как совершенно безопасный консервант, известный под названием Е296, также используется в фармацевтике при производстве лекарственных веществ, при производстве косметики

4 слайд : Одно из главных свойств лимонный кислоты способность очищать организм от шлаковых отложений.

5 слайд : В малине содержится салициловая, яблочная, лимонная, винная, эллаговая, фолиевая, кофейная, хлорогенная, муравьиная, щавелевая кислоты. Все они важны. Салициловая кислота служит для производства лекарственных веществ. Эллаговая кислота одно из самых активных антиканцерогенных веществ .

6 слайд: Муравьиная кислота содержится в едких выделениях муравьев, крапиве, хвои ели. С некоторыми спиртами она даёт ароматные запахи, используемые в парфюмерии. Изучение этих соединений в 9, 10 классах органической химии.

Подготовка учащихся к усвоению, актуализация опорных знаний

Методический прием: Терминологическая разминка.

Постановка дополнительных вопросов, рецензирование ответов учащихся, уплотненная фронтальная беседа

Постановка проблемных вопросов

4. Повторение терминов прошлых уроков, необходимых для подготовки к активному восприятию нового материала

Задание : Дать определение терминам: электролиты, неэлектролиты, степень диссоциации, ионы, катионы, анионы, определение килот оснований, солей в свете ТЭД, ионные уравнения, реакция нейтрализации

5 . Проверка полноты, системности и прочности знаний, действенности умений и навыков.

Задание : Проверка знаний основных классов неорганических соединений. На экране формулы веществ. Дать название, определить класс, дать определение класса .( 7 слайд )

6. Проверка умений записывать ионные уравнения реакций

Задание: Продолжить уравнения реакций, записанные на доске в молекулярном виде, написать ионные формы уравнений (по 1 уравнению для ученика, от каждой группы по 1 учащемуся, 4 группы учащихся работают в постоянном составе с первого урока по ТЭД) . (8 слайд)

Изучение нового материала

Изучение схемы классификации кислот (9 слайд)

Организация внимания, сообщение материала, восприятие, осознание, обобщение, систематизация, конкретизация

использование цветных стиков

Выбор примеров с опорой на таблицу учебника

Закрепление знаний о признаках классификации кислот. Выводы.

Изучение свойств кислот ( Слайды 10,11)

выполнение лабораторной работы по свойствам кислот (Слайды 10,11)

Инструктаж по технике безпасности при выполнении лабораторной работы

задание для групп:

4 группы учащихся выполняют лабораторную работу по изучению свойств кислот: изменение окраски индикатора (все группы)

(каждая группа выполняет реакцию на одно свойство). Через 5 минут подводятся итоги работы в группах. Представитель каждой группы показывает результат эксперимента. Все записывают уравнения реакций.

1 группа : взаимодействие оксида меди с серной кислотой

2 группа : взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой

3 группа : взаимодействие карбоната натрия с серной кислотой

4 группа: взаимодействие нитрата серебра с соляной кислотой

Первичная проверка усвоения знаний

Проверка глубины понимания учащимися учебного материала

Фронтальная беседа по классификации и свойствам кислот

Делаются выводы об общих свойствах кислот.

Контроль и самопроверка знаний

«Слабое звено» ученики повторяют все свойства кислот, предлагая возможные уравнения реакций.

Подведение итогов урока. Рефлексия

Устная рефлексия «Подведем итоги»

Стимуляция высказывания личного мнения об уроке и способах работы на нем

Самооценка и оценка работы класса и отдельных учащихся. Аргументация выставленных отметок. Замечания по уроку, предложения о возможных изменениях на последующих уроках

Информация о домашнем задании

Сообщение д/з, инструктаж по его выполнению, проверка понимания учащимися содержания работы и способов её выполнения

(слайд 12) прикреплен в электронный дневник.ру

Кислоты, их классификация и свойства. Химия. 8 класс. Разработка урока

УМК по химии для 8 класса О. С. Габриеляна.

Тип урока: изучение нового материала.

Форма урока: урок-исследование.

Цель урока: рассмотреть свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.

Задачи урока:

  • Образовательные: на основе повторения и обобщения ранее изученного материала и в ходе знакомства с новым материалом углубить знания учащихся о свойствах кислот, отработать умение составления ионных уравнений реакций.
  • Воспитательные: формировать мировоззренческие понятия о познаваемости природы, воспитывать чувство патриотизма и уважения к своей Родине, чувство коллективизма при работе в группах, уверенность в своих силах.
  • Развивающие: развивать познавательный интерес к предмету, память, мышление, наблюдательность в ходе эксперимента; продолжить развитие навыков работы с химическими веществами и лабораторным оборудованием в процессе выполнения лабораторного опыта.

Оборудование и материалы: таблица растворимости, плакат “Химические свойства кислот”, карты-исследований, карточки-инструктажи, карточки с домашним заданием;

ТСО: проектор, видеофильм “Взаимодействие оксида меди с серной кислотой”.

Ход урока

I. Организационный момент

Приветствие учителя. Проверка готовности класса к уроку. Психологический настрой учащихся. Создание спокойной, деловой обстановки.

II. Повторение изученного материала

Я хочу начать наш урок с эпиграфа: “Один опыт я ставлю выше, чем тысячу мнений, рождённых только воображением”. Это изречение принадлежит великому русскому учёному М. В. Ломоносову. Из этих слов становится ясно, какую значимость придавал он опыту. Именно поэтому Михаил Васильевич в течение 7 лет настойчиво добивался организации химической лаборатории. “Профессор химии без лаборатории никакой пользы учинить не может, точно так же, как профессор астрономии без обсерватории”.

В итоге первая химическая лаборатория была учреждена в России в 1748 г. В ней было выполнено большое количество исследований, было сделано много открытий.

Не случайно наш урок начался со слов этого великого учёного. Сегодня мы с вами будем работать в рамках химической лаборатории, в которой, как и М.В.Ломоносов, будем проводить исследования. В нашей лаборатории мы будем изучать кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Сегодня на уроке мы рассмотрим химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации. Это цель нашего урока. Тема нашего урока: “Кислоты, их классификация и свойства” (Запись даты и темы урока в тетради).

Вспомним основные понятия электролитической диссоциации:

– На какие группы делятся вещества по отношению к электрическому току? (Электролиты и неэлектролиты.)

– Дайте определение понятию “электролит”? (Это вещество, водный раствор или расплав, которого проводит электрический ток.)

– Приведите примеры электролитов? (Растворы и расплавы солей и щелочей, растворы кислот.)

– Дайте определение понятию “неэлектролит”? (Это вещество, водный раствор и расплав которого не проводит электрический ток.)

– Приведите примеры неэлектролитов? (Нерастворимые соли и основания, оксиды, простые вещества, органические вещества.)

– Дайте определение понятию “электролитическая диссоциация”? (Это распад электролита на ионы при расплавлении или растворении в воде.)

– Дайте определение кислоте из курса? (Это сложное вещество, состоящее из атомов водорода и кислотного остатка.)

Существует несколько классификаций кислот. Откройте учебник на странице 157, таблица № 10.

– Как могут классифицироваться кислоты?

Если кислоты электролиты, то они тоже могут диссоциировать. Сейчас я вам предлагаю написать диссоциацию серной и соляной кислот.

HСl → H + + Cl –

– Дайте определение кислоте с точки зрения теории электролитической диссоциации? (Это электролит, диссоциирующий в водном растворе на катион водорода и анион кислотного остатка.)

Мы повторили основные понятия, необходимые для дальнейшего изучения химических свойств кислот.

III. Изучение нового материала

Переходим к изучению химических свойств кислот.

Все химические свойства кислот представлены на плакате.

На доске прикрепляю карточки (зачитываю химические свойства)

Ни одна наука не нуждается в эксперименте в такой степени как химия. Ее основные законы, теории и выводы опираются на факты, поэтому постоянный контроль опытом необходим”. Поэтому опытным путем докажем химические свойства кислот, соблюдая технику безопасности.

Инструкция “Меры безопасности при работе с кислотами”, инструкция проведения опыта), учащиеся разделены на 4 группы. Перед выполнением лабораторного опыта, учащиеся читают инструкцию (приложение 2).

Лабораторный опыт “Взаимодействие кислот с щелочами (основаниями)”

Порядок выполнения работы:

  1. В пробирку налейте 2 мл раствора гидроксида натрия и прибавьте 1–2 капли фенолфталеина. Что вы наблюдаете?
  2. К раствору щелочи с фенолфталеином приливайте по каплям соляную кислоту, периодически взбалтывая содержимое пробирки. Что вы наблюдаете?
  3. Составьте молекулярное и ионные уравнения проделанной реакции.
Лабораторный опыт “ Взаимодействие кислот с солями”

Порядок выполнения работы:

  1. В пробирку налейте 2 мл серной кислоты и прибавьте несколько капель хлорида бария. Что вы наблюдаете?
  2. Напишите молекулярное и ионные уравнения проделанной реакции
Лабораторный опыт “Взаимодействие кислот с металлами”

Порядок выполнения работы:

  1. В пробирку положите 2 гранулы цинка и прилейте соляную кислоту, закройте пробирку пробкой. Подождите некоторое время, чтобы она заполнилась водородом, затем откройте пробку и поднесите зажженную спичку к отверстию.
  2. Что вы наблюдаете?
  3. Напишите молекулярное уравнение проделанной реакции.
Лабораторный опыт “Взаимодействие кислот с основными оксидами” (видеофрагмент)

После выполнения работы 4 учащихся от каждой группы выходят к доске и пишут уравнения реакции под соответствующими карточками. В это время 4 других учащихся представляют отчет о проделанной работе.

Затем зачитываю применение кислот в быту. Уксусная и лимонная кислота применяется для удаления пятен от ржавчины на хлопчатобумажных, льняных и шерстяных белых тканях. 1 чайная ложка на 1 стакан воды, подогреть до кипения и ткань с пятном несколько раз окунуть в раствор или пятно протереть раствором, а затем кислоту тщательно смыть водой, лучше с добавлением несколько капель нашатырного спирта – для нейтрализации кислоты.

IV. Закрепление

Задание: составьте возможные уравнения реакций взаимодействия перечисленных веществ с раствором серной кислоты. Из букв, соответствующих правильным ответам, вы составите название одного из элементов четвертого периода таблицы Д. И. Менделеева.

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: