Какие физические свойства проявляют кислоты

Кислотами называют химические соединения, в состав которых входят атомы водорода и кислотные остатки. Молекула кислоты может содержать один или несколько атомов водорода, которые способны замещаться на атомы металлов при взаимодействии с ними.

Важно

Кислотный остаток – это часть молекулы кислоты, в которой отсутствует водород.

Так, молекула серной кислоты H2SO4, как видно из ее формулы, содержит 2 атома водорода и кислотный остаток SO4.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты (или кислотные гидроксиды) – это сложные вещества, которые обладают свойством подвергаться диссоциации в растворах, в результате которой образуются ионы водорода.

Перейдем к рассмотрению свойств кислот.

Физические свойства кислот

По физическим свойствам разные кислоты сильно отличаются друг от друга. В нормальных условиях они могут находиться в трех состояниях: твердом, жидком или газообразном. К примеру, HNO3 (азотная кислота) и H2SO4 (серная кислота) представляют собой не имеющие цвета прозрачные жидкости, H3BO3 (борная кислота) и HPO3 (метафосфорная кислота) – твердые вещества, а H2S (сероводород) – газ, раствор которого обладает характерными свойствами слабой кислоты. Соляная кислота (HCl), если она не растворена, также находится в газообразном состоянии и известна как газ хлороводород.

Приведем пример одного из самых интересных опытов с кислотами, демонстрирующий последовательный переход бензойной кислоты (C6H5СООН) из одного агрегатного состояния в другое. Возьмем химический стакан на 500 мл, насыпем в него 5 г бензойной кислоты и положим небольшую сосновую или еловую ветку. Закроем его фарфоровой чашкой, наполненной холодной водой, и начнем нагревать на спиртовке. Кислота, расплавившись, перейдет в жидкое состояние, жидкость эта начнет испаряться, а пары, соприкасаясь с холодной чашкой, превратятся в белые кристаллы. Ветка покроется хлопьями «снега» из бензойной кислоты. Также для проведения опыта вместо бензойной кислоты можно использовать нафталин.

Почти все кислоты растворяются в воде, хотя степень их растворимости варьируется в широких пределах. Существуют и практически нерастворимые кислоты, например, H2SiO3 (кремниевая кислота).

Одни кислоты имеют цвет и запах, у других же их нет. Например, серная кислота ни цветом, ни запахом не обладает.
Сероводород тоже бесцветен, но отличается отвратительным запахом тухлых яиц. В больших концентрациях сероводород смертельно ядовит, а в незначительных количествах он безвреден. Главная его опасность заключается в том, что при высокой концентрации его запах перестает ощущаться. В природе он образуется в процессе вулканической деятельности и при разложении органических остатков растительного и животного происхождения (так, именно его наличием в значительной степени объясняется неприятный запах на болотах). С другой стороны, небольшая концентрация сероводородной кислоты присутствует в минеральных источниках, известных своими целебными свойствами.

Специфический резкий запах, который невозможно ни с чем спутать, имеет уксусная кислота (CH3COOH).

Синильная кислота (HCN) отличается характерным запахом, очень похожим на аромат горького миндаля.

Сернистая кислота (H2SO3) обладает запахом, напоминающим только что зажженную спичку.

Концентрированный раствор азотной кислоты (HNO3) окрашен в бурый цвет, а азотистой кислоты (HNO2) – в голубоватый.

Кислоты в растворенном виде имеют кислый вкус.

Внимание

Чтобы не получить тяжелый химический ожог или отравление, пробовать большинство кислот строго запрещено!

Это не относится к фруктовым кислотам. Они значительно влияют на вкусовые качества плодов и фруктов. Существуют фруктовые кислоты, которые получили свое название от плодов, в составе которых они содержатся: например, лимонная (HOOC-CH2-C(OH)COOH-CH2-COOH) или яблочная кислота (НООС-СН2СН(ОН)-СООН).

Химические свойства кислот

Кислоты обладают рядом общих химическх свойств. Опишем их подробнее.
Под действием кислот изменяется окраска индикаторов. Примеры изменения цвета вы можете увидеть в таблице:

Индикатор	Окраска в нейтральной среде	Окраска в кислоте
лакмус	фиолетовая	красная
фенолфталеин	без цвета	без цвета
метиловый оранжевый	оранжевая	красная

Опыт

Возьмем стеклянную емкость с толстыми стенами (тонкостенный сосуд может лопнуть) объемом не менее 1 л, заполним ее хлороводородом и плотно закроем пробкой со вставленной в нее стеклянной трубкой. Конец трубки, находящийся внутри сосуда, должен быть несколько оттянут, а на противоположный конец следует надеть резиновую трубку с зажимом. Затем перевернем емкость вверх дном, конец трубки опустим в бутыль (примерно до половины), заполненную водой, которая подкрашена лакмусом, после чего уберем зажим. В склянке с хлороводородом возникнет разреженное пространство, вода начнет резко врываться в сосуд и из трубки забьет фонтан. Окраска воды при этом изменится на красную.

Кислоты взаимодействуют с металлами, которые в ряду активности расположены перед H2 (за исключением азотной кислоты). В результате образуется соль и высвобождается газообразный водород. Это так называемая реакция замещения.

Zn+2HCl→ZnCl2+H2↑

Для проведения этой реакции рекомендуется налить в пробирку 5 мл соляной кислоты и поместить туда пару гранул цинка. Чтобы образующийся водород сразу не улетучивался, можно заткнуть горло пробирки пальцем. Если через некоторое время резко убрать палец и поднести к пробирке горящую спичку, произойдет воспламенение водорода со свистом (осторожно, возгорание газа может быть очень резким!). Если будет накоплено достаточно большое количество водорода, а пробирка была предварительно закрыта пробкой с трубкой для отвода газа, после поднесения горящей спички к концу трубки начнется равномерное горение водорода. Горение продолжится до тех пор, пока цинк или кислота не будут полностью израсходованы.

Чтобы определить, вступит ли металл в реакцию с кислотой, нужно предварительно найти положение металла в электрохимическом ряду активности:

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Cr→Zn→Fe→
→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H2→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au.

Реакционная способность металлов в этом ряду снижается слева направо.

Кислоты участвуют в реакциях обмена с основными оксидами (оксидами металлов). Продуктами таких реакций являются соли и вода.

CuO+H2SO4→CuSO4+H2O

Кислоты вступают в обменные реакции с основаниями с образованием соли и воды. Такие реакции называются реакциями нейтрализации.

H3PO4+3NaOH→Na3PO4+3H2O

Кислоты могут взаимодействовать с солями. Реакция начнется при условии, что соль была образована более слабой или летучей кислотой.
CaCl2+H2SO4→CaSO4↓+2HCl (сульфат кальция выпадает в виде белого осадка)

Любители ставить химические опыты могут положить в слабый раствор соляной кислоты куриное яйцо. Его плотность больше плотности раствора, поэтому оно опустится на дно сосуда. Соляная кислота вступит в реакцию с карбонатом кальция (CaCO3), который находится в составе скорлупы яйца, что приведет к образованию углекислого газа, пузырьки которого закрепятся на скорлупе. Благодаря этим пузырькам яйцо всплывет вверх. После поднятия яйца на поверхность пузырьки исчезнут, так как углекислый газ перейдет в воздух, и яйцо снова утонет. Затем все повторится сначала. Яйцо будет то тонуть, то снова всплывать, пока полностью не разрушится скорлупа.

Опыт

Нам понадобится пустая бутылка (чтобы получилось эффектнее, лучше взять бутылку из-под шампанского), в которую нужно положить несколько кусков мела и залить разбавленной соляной кислотой, после чего закрыть пробкой (не очень туго). Для соблюдения предосторожности бутылку следует завернуть в полотенце. Здесь, как и в предыдущем опыте, произойдет реакция соляной кислоты с карбонатом кальция:

СаСО3+2НСl→CaCl2+CO2+H2O.

Через несколько минут после начала опыта под давлением образовавшегося углекислого газа бутылка «выстрелит», и пробка взлетит на 2,5-3 метра.

Под воздействием высоких температур кислоты, в составе которых присутствуют атомы кислорода, разлагаются на кислотный оксид и воду (за исключением серной и ортофосфорной кислот):
H2SiO3→H2O+SiO2

При разложении неустойчивых кислот образуются газообразное вещество и вода:
H2CO3↔H2O+CO2

Бескислородные кислоты также подвержены реакциям разложения:
H2S→H2+S

Тест по теме «Свойства кислот»

Источник

Кислоты (неорганические, минеральные) — это сложные соединения состоящие из катиона водорода (H+) и аниона кислотного остатка(SO32-, SO42-, 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).

Источник

По агрегатному состоянию большинство кислот являются жидкостями (азотная кислота HN03, серная кислота H2S04, хлорная кислота НС104 и др.). Некоторые жидкие кислоты представляют собой растворы газов в воде (соляная кислота НС1, сероводородная кислота H2S, угольная кислота Н2С02 и др.). Ортофосфорная кислота Н3Р04, борная кислота Н3В03, йодная кислота НЮ4 — твердые вещества. Кислоты могут быть бесцветными (сернистая кислота H2S03, бромоводородная кислота НВг) и окрашенными (хромовая кислота Н2СЮ4 существует в виде раствора желтого цвета, а марганцовая кислота НМп04 — в виде раствора фиолетово-красного цвета). По растворимости в воде почти все кислоты относятся к хорошо растворимым веществам, которые смешиваются с водой в любых соотношениях. Кремниевая кислота H2Si03 не растворима в воде.

1. Кислоты диссоциируют с образованием катионов водорода:

Поэтому кислоты изменяют цвет индикаторов (подробнее см. подраздел 1.7). Реакция между кислотой и основанием с образованием соли и воды называется реакцией нейтрализации

Кислоты взаимодействуют с нормальными и основными солями.

При взаимодействии кислоты с нормальной солью, образованной другой кислотой, образуются новая соль и новая кислота:

Реакция происходит только в том случае, если в результате ее получается нерастворимая соль (нерастворимая кислота) или если образующаяся кислота более слабая, чем кислота, образовавшая соль. Например:

При взаимодействии кислоты с нормальной солью, образованной этой же кислотой, образуется только один продукт — кислая соль.

Кислоты вступают в реакцию с основными солями с образованием нормальных солей и воды:

При взаимодействии кислоты с основной солью этой же кислоты образуются нормальная соль и вода:

При взаимодействии кислоты с основной солью другой кислоты образуются две нормальные соли и вода:

Кислоты взаимодействуют с металлами:

Продукты реакции между кислотой и металлом зависят от кислоты, вступающей в реакцию, и активности металла (его положения в электрохимическом ряду напряжений металлов).

Основные продукты реакций между кислотами и металлами представлены в таблице 8.

Таблица 8

* На холоде концентрированная серная кислота пассивирует хром и железо. При нагревании железо реагирует с концентрированной серной кислотой по уравнению:
- 2Fe + 6H2S04 = Fe2(S04), +3S02 Т + 6Н20

Например:

Получение кислот

Взаимодействие солей бескислородных кислот с сильными кислотами, например:

1. Что такое кислоты?
2. Чем определяется валентность кислотного остатка?
3. Что такое основность кислоты?
4. Что такое бескислородные кислоты? Приведите примеры.

5. Что такое кислородсодержащие кислоты (оксокислоты)? Приведите примеры.
6. Гидратами каких оксидов являются оксокислоты?
7. Что называется кислотообразующим элементом?
8. Чему равна валентность кислотообразующего элемента?
9. Приведите примеры формул и названий бескислородных кислот и их кислотных остатков.
10. Приведите примеры формул и названий оксокислот и их кислотных остатков.
11. Какие физические свойства имеют кислоты?
12. Как кислоты изменяют цвет индикаторов?
13. Что такое реакция нейтрализации?
14. Как кислоты взаимодействуют с оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами и солями? Приведите примеры.
15. Как кислоты взаимодействуют с металлами? Приведите примеры.
16. Какие способы получения кислот вы знаете?

Источник

Цели.

Образовательные: совершенствовать знания
учащихся о составе и классификации кислот,
изучить физические и химические свойства
кислот.
Развивающие: развивать мышление учащихся,
умения анализировать, сравнивать, обобщать,
выделять существенные признаки и свойства
объектов, делать выводы.
Воспитательные: совершенствовать
коммуникативные умения в ходе выполнения опытов,
развивать умение формулировать и
аргументировать собственное мнение,
самостоятельность; воспитывать личностные
качества, обеспечивающие успешность
исполнительской деятельности (активность,
увлеченность, наблюдательность); прививать
культуру умственного труда.

Оборудование и реактивы. Учебник,
ПК и сопровождающая урок презентация, ряд
напряжения металлов, растворы кислот,
индикаторная бумага, кусочки и стружка металлов,
оксид меди (II), пробирки, фарфоровая чашечка,
спиртовка, держатель, спички.

План:

Организационный момент.
Актуализация пройденного материала
Изучение нового материала.
1. Физические свойства кислот.
2. Химические свойства кислот.
Физкультминутка
Закрепление ЗУН
Домашнее задание.

ХОД УРОКА

I. Организационный момент

Приветствие; записать в тетради
«Классная работа», число. (СЛАЙД 1)

II. Актуализация знаний учащихся (проверка
домашнего задания)

1. Фронтальный опрос

– На прошлом уроке вы узнали о строении
и составе молекул кислот, об их классификации и
способах получения. Давайте вспомним, что вы
знаете о кислотах?

– Дать определение классу кислот
– Какие из кислот встречаются в природе?
– Кислот достаточно много, а можно ли их
классифицировать? По каким признакам? (СЛАЙД 2)
– На какие группы делятся кислоты по составу
(примеры)? (СЛАЙД 2)
– На какие группы делятся кислоты по оснoвности
(примеры)? (СЛАЙД 3)

2. Письменное задание для всего класса

Составить формулы десяти разных кислот,
комбинируя приведённые составные части кислот
по горизонтали (слева направо) и по вертикали
(сверху вниз) при условии, что составные части
стоят рядом. Дать названия кислотам. (СЛАЙД 4)

III. Изучение нового материала

– Я вижу, что состав и строение кислот вы
усвоили достаточно хорошо, но наука химия
изучает свойства веществ, а точнее химические
свойства. Изучением химических свойств кислот мы
и займемся сегодня на уроке. Запишите в тетради
тему сегодняшнего урока «Свойства
кислот». (СЛАЙД 5)

1. Но прежде чем говорить о химических свойствах
кислот, нам необходимо несколько слов сказать и о
физических свойствах.
– Почему эти вещества называют кислотами?
Итак, вкус кислот заключается в названии всего
класса «кислоты – кислые» (СЛАЙД 6)
По агрегатному состоянию все они жидкости.
Однако есть одно исключение, кремниевая кислота
по агрегатному состоянию напоминает желе. (СЛАЙД
7)
Цвет кислот – все кислоты бесцветные вещества.
(СЛАЙД 8)
Запах – большинство кислот не обладают запахом,
однако у некоторых представителей, запах резкий
неприятный.
Запишите в тетради: (СЛАЙД 9)

Физические свойства:

а) жидкости (кроме кремниевой кислоты),
б) без цвета,
в) без запаха,
г) кислые на вкус.

2. Ну а теперь, наше внимание направлено на
химические свойства. Записываем: «Химические
свойства». Займемся исследованиями. Но
сначала вспомним правила безопасной работы с
кислотами: (СЛАЙД 10)

Даны растворы двух веществ – бесцветные
жидкости. Как можно практически доказать, что
одно из них является раствором кислоты?
Совершенно верно, есть специальные вещества, по
изменению окраски которых можно обнаружить
кислую среду. Эти вещества называются
индикаторы. Мы воспользуемся бумажкой,
пропитанной универсальным индикатором, который
в кислой среде краснеет.

Ход эксперимента:

1. В одну пробирку налить серную кислоту, в
другую – соляную.
2. Осторожно обмакнуть индикаторную бумажку
(Напомнить ТБ: все действия с веществами
производить над лотком, наливать жидкости в
пробирку примерно на 1 см, использованную бумажку
положить в лоток)
– Что наблюдаете? Какой можно сделать вывод?

Вывод: универсальный индикатор
красный – следовательно, в пробирке кислота

– А вот как меняют цвет в кислой среде другие
индикаторы (СЛАЙД 11)
Запишем в тетрадь: 1. Действие кислот на
индикаторы. (СЛАЙД 12)
Теперь пишем в тетради: 2. Взаимодействие с
металлами (СЛАЙД 13)
Убедимся в этом экспериментально.

Ход эксперимента:

1. В пробирку положить кусочек цинка, в другую –
немного медных стружек.
2. Прилить соляную кислоту
(Напомнить ТБ: все действия с веществами
производить над лотком, наливать жидкости в
пробирку примерно на 1 см)
– Что наблюдаете? Почему медь, в отличие от цинка,
не реагирует с соляной кислотой? Подсказка:
найдите цинк и медь в электрохимическом ряду
напряжений металлов? По какому принципу
составлен этот ряд?

Вывод: медь стоит в электрохимическом
ряду напряжений металлов после водорода и не
взаимодействует с растворами кислот.

Запись в тетради (СЛАЙД13)

– Выясним ещё одно свойство кислот. 3.
Взаимодействие с оксидами металлов (основными
оксидами)

Демонстрация:

1. В пробирку с оксидом меди (II) прилить серную
кислоту.
2. Слегка нагреть.
3. Немного полученного раствора налить в
фарфоровую чашечку и выпарить

– Какие признаки подтвердили, что оксид
прореагировал с кислотой? Какое вещество
обнаружилось после выпаривания?

Вывод: при взаимодействии кислоты и
оксида металла образовалась соль

Запись в тетради (СЛАЙД14)

IV. Физкультминутка

– Отдохнем. Если на экране возникает формула
кислоты – хлопаем, любого другого вещества –
топаем (СЛАЙД 15)

V. Закрепление ЗУН

– Мы с вами сегодня познакомились с
физическими свойствами кислот. Какими? (СЛАЙД
16) И выяснили химические свойства. Итак,
кислоты взаимодействуют с …. (СЛАЙД 17)
– Выполняем задание из дидактического
материала: страница 30, работа 3, №1 из I
варианта.

VI. Домашнее задание

(СЛАЙД 18) Повторить параграф 32, записи в тетради;
«Дидактический материал» стр.30-31 №1 из всех
вариантов.

Источник