Тема урока Кислоты

Тема урока: Кислоты.

Цели урока:

  • сформировать у учащихся представление о
    кислотах (составе, классификации,
    представителях);
  • рассмотреть химические свойства кислот и
    принципиальные возможности образования кислот.

Реактивы и оборудование: НСl и H2SO4 (в
растворе и концентрированная), лакмус,
фенолфталеин, метиловый оранжевый, пробирки,
штатив, стеклянная палочка, кусочки цинка,
магния, железа, меди, гидроксид натрия, гидроксид
меди (II), карбонат натрия, оксид кальция;
инструкция «Техника безопасности при работе с
кислотами»; таблица «Изменение окраски
индикаторов в зависимости от среды».

ХОД УРОКА

I. Организационный момент. Проверка
домашнего задания

II. Вопросы повторения

  • Что называют оксидами? Как их классифицируют?
  • Какие вещества называют основаниями? Их
    классификация.
  • Какие оксиды образуются при взаимодействии
    основных оксидов с водой?
  • Какой кислотный оксид не взаимодействует с
    водой?

III. Изучение нового материала

Кислоты в природе. Кислоты широко
распространены в природе. Из своего жизненного
опыта вы знаете, что многие продукты питания
обладают кислым вкусом. Кислый вкус придают им
кислоты. Кислый вкус лимону придает лимонная
кислота, яблоку – яблочная кислота, скисшему
молоку – молочная кислота, щавелю – щавелевая
кислота и т.д. Исключения: салициловая кислота
– сладкая, никотиновая – горькая.
Самая
первая кислота, которую научился получать и
использовать человек, – уксусная кислота.

Состав кислот. При изучении способов
получения водорода вы уже познакомились с
реакциями цинка с соляной и серной кислотами. Их
формулы, соответственно НСl и H2SO4.
Сходно реагируют с кислотами и другие
металлы:

Перечислим ещё некоторые кислоты.

Азотная кислота – HNO3
Азотистая кислота – HNO2
Сернистая кислота – H2SO3
Сероводородная кислота – H2S
Угольная кислота – H2СO3
Кремниевая кислота – H2SiO3
Ортофосфорная кислота – H3РO4
Бромоводородная кислота – HBr
Фтороводородная кислота – HF

Обратите внимание, что все кислоты обязательно
содержат водород, который на формуле
записывается на первом месте. Вся остальная
часть формулы называется кислотным остатком. Рассматривая
формулы этих кислот, можно сделать следующий
вывод о составе кислот:


Кислотами называют сложные вещества,
которые состоят из атомов водорода, способных
замещаться на атомы металлов, и кислотных
остатков.

Из рассмотренных выше уравнений видно, что:

  • кислотные остатки в химических реакциях обычно
    сохраняются и переходят из одних соединений в
    другие;
  • валентность кислотных остатков определяется
    числом атомов водорода, способных замещаться
    атомами металлов.

Название кислоты

Формула кислоты

Кислотный остаток
и его валентность

Соляная кислота
Серная кислота
Азотная кислота
Угольная кислота
Ортофосфорная кислота
НСl
H2SO4
HNO3
H2СO3

H3РO4
– Cl
= SO4
– NO3
= СO3
= РO4

Классификация кислот. По составу
кислоты делятся на кислородсодержащие и
бескислородные,
а по числу содержащихся в
них атомов водорода. способных замещаться на
атомы металлов, – одноосновные,
двухосновные. трехосновные.

Физические свойства кислот. Многие
кислоты, например, серная, азотная, соляная, – это
бесцветные жидкости. Известны также твердые
кислоты: ортофосфорная, метафосфорная, борная.
Почти все кислоты растворимы в воде. Пример
нерастворимой кислоты – кремниевая кислота.
Растворы кислот имеют кислый вкус.

Химические свойства. Рассмотрим
наиболее характерные общие свойства водных
растворов кислот.

1. Действие кислот на растворы индикаторов


Вещества, которые под действием растворов
кислот и щелочей изменяют свой цвет, называются
индикаторами.

Немного из истории



Однажды английский химик Роберт Бойль, изучая
свойства соляной кислоты, закупленной в Германии
у И. Глаубера, случайно пролил её. Кислота попала
на сине-фиолетовые лепестки фиалок. Спустя
некоторое время лепестки стали ярко-красными.
Это явление удивило Р. Бойля, и он тут же провел
серию опытов с разными кислотами и цветами
разных растений. Оказалось, что и васильки, и
роза, и цветки некоторых других растений
изменяли свою окраску при действии кислот.
Особенно интересным оказался фиолетовый настой
лакмусового лишайника. В растворах кислот он
становился красным, а в растворах щелочей –
синим.
После некоторых раздумий такие вещества Р. Бойль
назвал индикаторами, что в переводе с
латинского означало «указатели». Эти вещества
затем стали использовать многие химики в своих
опытах для распознавания кислот и оснований.
Индикаторы помогли Р. Бойлю открыть новую
кислоту. Сжигая фосфор и растворяя
образовавшийся белый продукт в воде, он получил
неизвестную химикам кислоту. По исходному
веществу он назвал её фосфорной.
К индикаторам относятся, например, лакмус,
метиловый оранжевый, фенолфталеин и некоторые
другие.
Растворы кислот окрашивают

  • лакмус в красный цвет,
  • метилоранж – в розовый,
  • фенолфталеин – бесцветный.

2. Характерным свойством кислот является их
взаимодействие с металлами

В четыре пробирки нальем немного раствора
соляной кислоты. В первую поместим кусочек
магния Mg, во вторую – кусочек цинка Zn, в третью –
кусочек железа, в четвертую – кусочек меди Cu.

Медь не реагирует с кислотами, особенно быстро
реагирует с кислотами магний, несколько
медленнее – цинк, еще медленнее – железо. Общим
во всех этих реакциях является выделение
водорода и образование соли.
При составлении уравнений реакций следует
руководствоваться рядом активности металлов Н.Н.
Бекетова. В этом ряду все металлы, стоящие до
водорода, способны вытеснять его из кислот.
исключением является азотная кислота HNO3.

3. Кислоты реагируют с основными оксидами

Общим в этих уравнениях является растворение
оксида в кислоте и образование соли и воды.

4. Кислоты реагируют с основаниями


Реакции между кислотой и основанием, в
результате которой образуются соль и вода.
называется реакцией нейтрализации.

5. Кислоты реагируют с солями

6. При нагревании некоторые кислоты
разлагаются
. Как правило, образуются
кислотный оксид и вода.

H2SiO3 ––> H2O + SiO2

Отметим принципиальные возможности
образования кислот.
Бескислородные кислоты – это соединения двух
элементов, один из которых водород, а другой –
неметалл. Они могут быть получены
непосредственно при взаимодействии простых
веществ в определенных условиях, например:

H2 + Cl2 ––> 2HCl
H2 + S ––> H2S

Кислородсодержащие кислоты получаются при
взаимодействии с водой оксидов неметаллов или
оксидов металлов с высокой валентностью.
Например:

H2O + SO3 ––> H2SO4
3H2O + P2O5 ––> 2H3PO4
Mn2O7 + H2O ––> 2HMnO4

Приложение 1.

Правила ТБ при работе с кислотами:

1. Необходимо наливать в пробирку
количество кислоты, которое указано в
инструкции.

2. Заполнять пробирку можно только на 1/3
объема.

3. Взбалтывать вещества следует, слегка
покачивая пробиркой, при этом не закрывать её
отверстие пальцем.

4. При разбавлении концентрированной
серной кислоты выделяется большое количество
теплоты. Поэтому смешивать концентрированную
кислоту с водой следует с большой осторожностью:
надо вливать серную кислоту в воду, а не наоборот.
Если вливать воду в серную кислоту, то часть воды
за счет выделения теплоты может нагреться до
кипения. Кислота начнет разбрызгиваться и может
попасть на кожу и глаза.

Запомни:
Сначала – вода,
Затем – кислота –
Иначе случится беда!

5. Концентрированная серная кислота вызывает
ожоги. Поэтому попавшую на кожу или ткань кислоту
необходимо тотчас стряхнуть, смыть большим
количеством воды, а затем раствором питьевой
соды и вновь смыть водой.




Следующий: