Состав и общие свойства кислот

Урок посвящен обобщению и систематизации знаний о классификации кислот и их химических свойствах. Из материалов урока Вы познакомитесь с разными способами классификации кислот, расширите свои знания о химических свойствах кислот.

Тема: Обобщение пройденного материала

Урок: Состав и общие свойства кислот

1. Классификация кислот

Существуют разные способы классификации кислот. По наличию атомов кислорода кислоты делятся на кислородсодержащие (например, азотная и серная кислоты) и бескислородные (например, соляная и сероводородная).

По количеству атомов водорода в молекуле или по валентности кислотного остатка кислоты можно разделить на одноосновные (например, HCl), двухосновные (например, H2SO4) и трехосновные (например, Н3РО4).

На наших уроках пока мы используем только формулы неорганических (минеральных кислот), но ведь есть и органические кислоты. Это уксусная, щавелевая, стеариновая, лимонная и другие.

2. Состав кислот

В состав кислот обязательно входят атомы водорода, которые можно заместить на металл. Поэтому кислотами называют сложные вещества, в состав которых входят атомы водорода, способные замещаться на металл, и кислотные остатки.

Состав кислот отражен в их названии. Например, у бескислородных кислот название всегда включает название элемента и слово «водородная»:

HCl – хлороводородная, H2S – сероводородная.

Названия кислородсодержащих кислот тоже подчиняются определенным правилам. К названию химического элемента прибавляется суффикс н или ов(ев) и окончание –ая, если число атомов кислорода в молекуле кислоты наибольшее:

H2SO4 - серная

HNO3 – азотная

H2SiO3 - кремниевая

Если в молекуле кислоты число атомов кислорода меньше максимального, то часто в названии используют суффикс ист:

H2SO3 – сернистая

HNO2 – азотистая

3. Общие химические свойства кислот

Вспомним, какие же химические свойства характерны для кислот. Растворимые в воде кислоты изменяют окраску индикаторов. Например, в кислой среде лакмус и метилоранж становятся красными, а фенолфталеин остается бесцветным.

Кислоты (кроме азотной и концентрированной серной) вступают в реакции замещения с металлами, стоящими в ряду активности левее водорода. При этом образуется соль и выделяется водород. Например, железо медленно взаимодействует с соляной кислотой, при этом образуются хлорид железа(II) и водород:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Алюминий вступает в реакцию замещения с соляной кислотой быстрее, чем железо, т. к. в ряду активности он стоит левее железа. При этом образуется хлорид алюминия и выделяется водород:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Магний очень энергично взаимодействует с соляной кислотой, образуя хлорид магния и водород:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

       

Для кислот характерна реакция с основными и амфотерными оксидами. В результате этого взаимодействия образуются соль и вода. При взаимодействии оксида кальция с соляной кислотой образуются хлорид кальция и вода. В реакции оксида железа(III) с соляной кислотой образуются хлорид железа(III) и вода.

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

Кислоты вступают во взаимодействие с основаниями. Эта реакция относится к типу обмена и получила название реакции нейтрализации. Реакция нейтрализации может протекать между серной кислотой и гидроксидом натрия. В результате этого взаимодействия образуется сульфат натрия и вода:

H2SO4+ 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

4. Значение кислот

Роль кислот в нашей жизни трудно не заметить. Во-первых, в желудочном соке человека и животных содержится слабый раствор соляной кислоты. Муравьиная кислота, которая относится к группе органических кислот, содержится в жидкости, выделяемой муравьями, и ожог от крапивы обусловлен действием на кожу именно этой кислоты.

Кислоты в природе Кислоты в природе

Рис. 1. Кислоты в природе (в лимонном соке содержится лимонная кислота; в жидкости, выделяемой муравьями – муравьиная кислота)

На этикетке многих газированных фруктовых напитков написано, что в их состав входит фосфорная кислота. Азотная кислота используется в производстве минеральных удобрений и взрывчатых веществ. Серную кислоту применяют в производстве аккумуляторных батарей.

Список рекомендованной литературы

1. Сборник задач и упражнений по химии: 8-й кл.: к учеб. П. А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / П. А. Оржековский, Н. А. Титов, Ф. Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2006. (с.120-123)

2. Ушакова О. В. Рабочая тетрадь по химии: 8-й кл.: к учебнику П. А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О. В. Ушакова, П. И. Беспалов, П. А. Оржековский; под. ред. проф. П. А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006. (с.126-128)

3. Химия. 8 класс. Учеб. для общеобр. учреждений / П. А. Оржековский, Л. М. Мещерякова, М. М. Шалашова. – М.:Астрель, 2013. (§36)

4. Химия: 8-й класс: учеб. для общеобр. учреждений / П. А. Оржековский, Л. М. Мещерякова, Л. С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005. (§45)

5. Химия: неорг. химия: учеб. для 8 кл. общеобразоват. учреждений / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§32)

6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В. А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003.

Дополнительные веб-ресурсы

1. .

2. Химическая информационная сеть .

3. Химия и жизнь .

Домашнее задание

с. 127 №№ 3,4 из Рабочей тетради по химии: 8-й кл.: к учебнику П. А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О. В. Ушакова, П. И. Беспалов, П. А. Оржековский; под. ред. проф. П. А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006.

Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Рефератов нет, есть поурочные планы и разработки уроков