кислоты. Кислоты, их классификация, химические

• Название: Кислоты, их классификация, химические
• Дата: 09.11.2021
• Размер: 58.67 Kb.
• Имя файла: кислоты.docx
• Тип: Документы; #267803

Тема: Кислоты, их классификация, химические

свойства и получение
План

1. Классификация кислот.

2. Способы получения кислот.

3. Химические свойства кислот.

4. Окислительно-восстановительные свойства кислот.
Кислоты — это соединения, состоящие из кислотных остатков и атомов водорода, способных замещаться атомами металлов с образованием солей.
1. Классификация кислот.
По числу атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, кислоты подразделяют на одноосновные (один атом водорода) и многоосновные (два атома водорода и более): НС1, HNO₃ - одноосновные кислоты, H₂SО₄, Н₂СrО₄ — двухосновные и т. д.

По составу различают бескислородные (НС1, HBr, H₂S и кислородсодержащие (HNО₃, Н₃РО₄ и др.) кислоты.

2. Способы получения кислот
Бескислородные кислоты получают прямым синтезом или действием на соль более сильной или менее летучей кислоты

Н₂ + С1₂ = 2НС1 FeS + 2НС1 = FeCl₂ + H₂S

Полученные газообразные водородные соединения растворяют в воде.

Кислородсодержащие кислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой (кроме кремниевой кислоты) или действием на соль более сильной кислотой:

Мn₂О₇ + Н₂О = 2НМnО₄ P₂O₅ + 3H₂O = 2Н₃РО₄

K₂SiО₃ + 2НС1 = 2КС1 + H₂SiО₃

Получение серной кислоты в промышленности npoтекает в три стадии:

первая — получение оксида серы (IV) обжигом серного колчедана (пирита), сульфидов цветных металлов (ZnS, PbS) или сжиганием серы:

4FeS₂ + 11О₂ = 2Fe₂О₃ + 8SО₂

вторая — окисление оксида серы (IV) до оксида серы (VI):

v₂o₅

2SО₂ + О₂ 2SО₃

третья — получение серной кислоты. Оксид серы (VI) поглощается концентрированной серной кислотой, и образуется олеум H₂SO₄, • nSO₃). Разбавляя олеум водой, получают кислоту необходимой концентрации. Упрощенно можно записать уравнение:

SО₃ + Н₂О = H₂SО₄

Получение азотной кислоты в промышленности также протекает в три стадии:

первая — каталитическое окисление аммиака:

pt

4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6Н₂О

вторая — окисление оксида азота (II) до оксида азота(IV):

2NO + О₂ = 2NО₂

третья — поглощение оксида азота(IV) водой в присутствии избытка кислорода:

4NО₂ + 2Н₂О + О₂ = 4HNО₃

3. Химические свойства кислот
1. Растворы кислот изменяют окраску индикаторов.

2. Кислоты, как и кислотные оксиды, взаимодействуют со всеми основаниями (реакция нейтрализации), основными и амфотерными оксидами, образуя соли и воду:

НС1 + NaOH = NaCl + Н₂О H₂S+ 2КОН = K₂S + 2Н₂О

MgO + H₂SО₄ = MgSО₄ + H₂О A1₂О₃ + 6HNО₃ = 2A1(NО₃)₃ + 3H₂О

3. Кислоты вступают в реакции обмена с солями, если образующаяся соль относится к нерастворимым в воде и кислотах веществам или образующаяся кислота — к нерастворимым, слабым или непрочным кислотам:

AgNО₃ + НС1 = AgCl + HNО₃ Na₂SiО₃ + H₂SО₄ = H₂SiО₃ + Na₂SО₄

СО₂

Na₂CО₃ + 2HC1 = 2NaCl + H₂CО₃

н₂о

4. Сильные кислоты вытесняют более слабые или более летучие из их солей. Так, сильная и нелетучая серная кислота вытесняет слабую (Н₃РО₄) или летучую (HNО₃) кислоты из их солей.

Например: 2Na₃PО₄ + 3H₂SО₄ = 2Н₃РО₄ + 3Na₂SО₄ KNО₃ + H₂SО₄ = HN0₃ + KHSО₄

^{ТВ. КОНЦ.}

5. Некоторые кислоты при нагревании разлагаются:

4HNО₃ = 4NО₂ + О₂ + 2Н₂О H₂SiО₃ = SiО₂ + H₂О
* 4. Окислительно-восстановительные свойства кислот.
Кислоты вступают в окислительно-восстановительные реакции. Бескислородные и кислородсодержащие кислоты в своем составе содержат атомы водорода в максимальной степени окисления, поэтому они проявляют окислительные свойства и взаимо­действуют (за исключением азотной и концентрированной серной кислот) с металлами, расположенными в электрохимиче­ском ряду напряжений до водорода, с образованием соли и выделением водорода (исключение азотная кислота):

_{+1 +1 +1}

НС1 H₂S0_{4 (разб.)} СН₃СООН

окислитель окислитель окислитель




Zn + H₂S0₄ = ZnS0₄ + Н₂

^разб.

Mg + 2CH₃COOH = Mg(CH₃COO)₂ + H₂
* Анионы бескислородных кислот проявляют восстановитель­ные свойства за счет атома элемента, образующего кислоту, в ми­нимальной степени окисления:

НС1^-1 HBr ^-1 H₂S^-2

восстановитель восстановитель восстановитель



16НС1^-1 + 2KMn0₄ = 5С1₂⁰ Т + 2МпС1₂ + 2КС1 + 8Н₂0



H₂S ^-2 + 2FeCl₃ = 2FeCl₂ + S⁰ + 2HC1

Из курса химии 9 класса вам известно, что азотная и концен­трированная серная кислоты — сильные окислители за счет элемента, образующего кислотный остаток. Анионы данных кислот содержат атомы азота и серы в максимальных степенях окисления: HN⁺⁵0₃ – окислитель,H₂S⁺⁶0_4(конц.) – окислитель.

Кислоты, которые проявляют окислительные свойства за счет элемента, образующего кислотный остаток, называют кислотами-окислителями. Эти кислоты окисляют многие сложные и простые вещества.

Окисление сложных веществ:

_{+2 -1 +5 +3 +6 +2}

FeS₂ + 8HN0₃ = Fe(N0₃)₃ + 2H₂S0₄ + 5NO + 2Н₂0

_{+6 -2}

8KI + 5H₂S0₄ = 4I₂ + H₂S + 4K₂S0₄ + 4H₂0

^конц.
Вопросы и задания
1. В тексте лекции указаны два признака классификации кислот. Укажите еще три признака, по которым можно классифицировать кислоты. Ответ подтвердите примерами.
2. Напишите уравнения реакций в соответствии со схемами превращений:

а) FeS₂ X₁ Х₂ H₂S0₄ BaS0₄

б) NH₃ X₁ Х₂ HNO₃ ^FeO Х₃

Определите неизвестные вещества. В уравнениях окислительно-­восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса.

3. Напишите уравнения реакций взаимодействия между разбавленной серной кислотой и:

a) Na₂C0₃ (р-р); б) Ba(N0₃)₂ (р-р); в) Mg; г) КОН (р-р).
4.Азотную кислоту можно получить по схемам:

а) KN0₃(р-р) + H₂S0₄(p-p) ... в) NaN0₃(TB.) + HCI ...

б) N0₂ + Н₂0 + 0₂ ... г) KN0₃ (тв.) + H₂S0₄ (конц.) …

Напишите уравнения возможных реакций.
5. Серная кислота реагирует в растворе с каждым веществом расположенным в ряду:

а) Cu(OH)₂, Si0₂, ВаС1₂, МgО; в) Fe, Аg, Zn, Мg;

б) Си, ВаС1₂, МgО, Ва(ОН)₂; г) Na₂C0₃, ZnO, Zn, МgО.

Напишите уравнения реакций серной кислоты с этими веществами.